Mapa Mental: Volumetría Ácido-Base
Claudia Melissa Salazar Peralta 2028469 B3A
1. Definición
1.1. Técnica para determinar la concentración de un ácido o base mediante una reacción de neutralización.
2. Fundamentos
2.1. Basada en medir el volumen necesario para neutralizar la sustancia analizada.
3. Reacciones de neutralizació
3.1. Definición
3.1.1. Reacción entre un ácido y una base para formar agua y sal.
3.1.1.1. Ecuación
3.1.1.1.1. Ácido+Base→ Sal+Agua
3.1.1.2. Explicación
3.1.1.2.1. La unión de estos iones H+ y OH- da como resultado agua, mientras que el otro componente del ácido se combina con el de la base para formar una sal.
4. Indicadores ácido-base
4.1. Sustancias que cambian de color a diferentes pH y señalan el punto final de la titulación.
4.1.1. Ejemplo
4.1.1.1. Fenolftaleína
4.1.1.1.1. Incolora en soluciones ácidas y neutras y rosa en soluciones básicas.
4.1.1.2. Verde cromocresol
4.1.1.2.1. Amarillo en soluciones ácidas y azul en soluciones básicas.
4.1.1.3. Papel tornasol
4.1.1.3.1. Rojo en soluciones ácidas y azul en soluciones básicas.
5. Tipos de titulación
5.1. Fuerte-fuerte
5.1.1. Tanto el ácido como la base se disocian completamente en solución.
5.1.1.1. Ejemplos
5.1.1.1.1. Ácido clorhídrico HCl e hidróxido de sodio NaOH.
5.1.1.2. Características
5.1.1.2.1. El punto de equivalencia es en un pH cercano a 7.
5.2. Fuerte-débil
5.2.1. La disociación de la base débil es incompleta.
5.2.1.1. Ejemplos
5.2.1.1.1. Ácido clorhídrico HCl con amoniaco NH3.
5.2.1.2. Características
5.2.1.2.1. pH ácido cuando se titula una base débil con un ácido fuerte.
5.3. Débil-fuerte
5.3.1. La disociación del ácido débil es incompleta.
5.3.1.1. Ejemplos
5.3.1.1.1. Ácido acético CH3COOH titulado con NaOH.
5.3.1.2. Características
5.3.1.2.1. pH básico cuando una base fuerte titula un ácido débil.
6. Curvas de titulación
6.1. Las curvas de titulación son representaciones gráficas del cambio de pH de la solución analizada en función del volumen de titulante agregado.
6.1.1. Etapas
6.1.1.1. Inicio
6.1.1.1.1. El pH está determinado por el reactivo original (ácido o base), dependiendo de su fuerza y concentración.
6.1.1.2. Buffer
6.1.1.2.1. En titulaciones de ácidos o bases débiles, el pH cambia lentamente debido a la formación de una solución tampón con la especie conjugada.
6.1.1.3. Punto de equivalencia
6.1.1.3.1. Se alcanza cuando el titulante ha neutralizado completamente el analito, y en la curva se observa un cambio brusco de pH.
6.1.1.4. Región posterior al punto de equivalencia
6.1.1.4.1. El pH refleja el exceso de titulante fuerte (ácido o base), y la curva se estabiliza.
7. Aplicaciones
7.1. Control de alcalinidad en agua potable
7.1.1. Determina la concentración de iones carbonato y bicarbonato para asegurar que el agua sea apta para consumo.
7.2. Medición de ácido bórico en soluciones oftálmicas
7.2.1. Controla la concentración de ácido bórico en colirios, asegurando su eficacia y seguridad.
7.3. Determinación de ácido ascórbico en alimentos
7.3.1. Cuantificación de vitamina C en frutas y bebidas, para asegurar el contenido nutricional.
7.4. Control de alcalinidad en piscinas
7.4.1. Asegura el pH adecuado en el agua de piscinas, necesario para la salud y confort de los usuarios.
7.5. Análisis de ácidos en el suelo agrícola
7.5.1. Determina el pH y acidez del suelo para optimizar el crecimiento de cultivos.
7.6. Control de pH en aguas residuales
7.6.1. Ajusta el pH, garantizando seguridad ambiental.
7.7. Cuantificación de ácidos en productos de fermentación
7.7.1. Monitorea los niveles de acidez en procesos de fermentación, como en cervezas y salsas, para garantizar sabor y seguridad.
7.8. Medición de la acidez en productos de carne
7.8.1. Determina el pH en productos cárnicos para asegurar frescura y prevenir el crecimiento bacteriano.
7.9. Concentración de ácido acético en vinagre
7.9.1. Verifica la concentración en productos comerciales.
7.10. Valoración de hidróxido de magnesio en antiácidos
7.10.1. Controla la cantidad de compuestos activos en medicamentos para evitar sobredosificación.