Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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titrímetro


La titrimetría es una técnica importante entre los métodos clásicos de la química analítica, ampliamente utilizada en la educación química universitaria. Este método implica determinar la concentración de un soluto agregando una solución de concentración conocida (titulante) al soluto hasta que la reacción se complete. Este artículo explorará los principios de la titrimetría, tipos de titulaciones, indicadores utilizados y ejemplos prácticos para comprender este proceso químico esencial.

Principios básicos de la titrimetría

En su núcleo, la titrimetría, también conocida como análisis volumétrico, se basa en reacciones estequiométricas entre el analito (la sustancia que se mide) y el titulante (una solución de concentración conocida). El resultado clave es el punto de equivalencia: el punto exacto en el que la cantidad de titulante es suficiente para reaccionar completamente con el analito. Esto es diferente del punto final, que es el punto práctico que buscamos con un indicador.

La ecuación básica utilizada en la titrimetría es:

Ca × Va = Ct × Vt

Dónde:

  • Ca = concentración del analito
  • Va = volumen del analito
  • Ct = concentración del titulante
  • Vt = volumen del titulante

Tipos de titulación

Los diferentes tipos de titulaciones se determinan en función de la naturaleza de las reacciones químicas que tienen lugar en la solución. Los principales tipos incluyen titulaciones ácido-base, redox, complejométricas y de precipitación.

Titulación ácido-base

Este tipo es una de las titulaciones más comunes, donde un ácido reacciona con una base. El punto final puede determinarse usando un indicador como la fenolftaleína, que cambia de color a diferentes niveles de pH.

Ejemplo: Titulación de ácido clorhídrico (HCl) con hidróxido de sodio (NaOH).

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Punto de equivalencia

Titulación redox

Las titulaciones redox (reducción-oxidación) involucran transferencia de electrones entre el titulante y el analito. Un ejemplo común de una titulación redox es la titulación de iones ferrosos (Fe 2+) con permanganato de potasio (KMnO 4).

MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + → Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O
cambio de color en el punto final

Titulación complejométrica

Estas involucran la formación de un complejo entre el analito y el titulante, a menudo usando un ligando quelante como el EDTA. Son particularmente útiles para la detección de iones metálicos.

Ejemplo: Determinación de iones de calcio usando EDTA.

Ca 2+ + EDTA 4- → CaEDTA 2-
Puntos finales con indicadores

Titulación de precipitación

Estas titulaciones involucran la formación de un precipitado insoluble. Un ejemplo de esto es la titulación de nitrato de plata (AgNO 3) con iones de cloruro (Cl -).

Ag + + Cl - → AgCl (sólido)
Formación de precipitación

Indicador en el titrímetro

Los indicadores son sustancias que cambian de color en el punto final de una titulación. La elección del indicador depende del tipo de titulación y de la fuerza del ácido o base involucrada.

Fenolftaleína en titulaciones ácido-base

La fenolftaleína es un indicador comúnmente utilizado en titulaciones de ácido fuerte-base fuerte. Es incolora en solución ácida y rosa en solución alcalina.

Indicador de almidón en titulación iodométrica

En la titulación iodométrica, el almidón se usa para detectar el punto final. Forma un complejo azul-negro con yodo, que desaparece cuando se alcanza el punto final.

Eriochrome Black T en titulaciones complejométricas

El Eriochrome Black T se utiliza en titulaciones complejométricas, especialmente con EDTA. Cambia de rojo vino a azul en el punto final.

Aplicación práctica y cálculos de ejemplo

Veamos un ejemplo práctico que muestra cómo se aplica la titrimetría para encontrar la concentración de una solución desconocida de ácido clorhídrico usando hidróxido de sodio:

  1. Prepare una solución de NaOH con una concentración conocida de 0.1 M.
  2. Llena una bureta con la solución de NaOH.
  3. Mida 25.0 ml de solución de HCl y agregue unas gotas de fenolftaleína.
  4. Titule el HCl con NaOH hasta que persista un color rosa.

Suponga que se usaron 23.5 mL de NaOH. Calcule la concentración de HCl:

Sea Ca = concentración de HCl y Va = 25.0 mL Ct = 0.1 M y Vt = 23.5 mL Usando la fórmula, Ca × Va = Ct × Vt Ca × 25.0 = 0.1 × 23.5 Ca = (0.1 × 23.5) / 25.0 Ca = 0.094 M

Conclusión

La titrimetría es una técnica analítica esencial en química, capaz de determinar concentraciones desconocidas con precisión. Forma la base de muchos análisis de laboratorio, donde entender la estequiometría y las reacciones químicas es crucial. Dominar la titrimetría puede mejorar significativamente la capacidad de un químico para realizar análisis cuantitativos de manera eficiente y precisa, convirtiéndola en una piedra angular de la educación química universitaria.


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