Tecnología ambiental UNADMX: Unidad 2. 2. Ácidos y bases.

En este tema, observarás las explicaciones de los diferentes conceptos de ácido y bases según diferentes enfoques y desarrollaras la comprensión de la importancia del escalar del pH y su fundamento logarítmico, así como las diferentes maneras de determinarlo a través de herramientas de instrumentos de medición, para conocer las normas de uso de laboratorio. Consultan las normas de uso de laboratorio para que tengas conocimientos de ellas.

En química analítica, son de gran importancia en la teoría en las aplicaciones del equilibrio químico, el cual es un estado en el que no se produce un cambio neto en la cantidad de reactivos y productos. Por tanto, es necesario conocer el valor de las constantes de equilibrio químico en una reacción para determinar qué tanto se ha completado la reacción en ciertas condiciones, lo que aporta de información en los diferentes métodos de análisis volumétrico y gravimétrico.

En el análisis volumétrico, la reacciones en las que se aplica el equilibrio químico deben ser conocidas con exactitud, para así poder relacionar el peso de las sustancias reaccionantes con el peso de los productos de la reacción.

En este caso se analizará el equilibrio químico ácido-base, establecido por la disociación del agua, para comprender las relaciones entre estas sustancias para determinar la concentración de un analito. Definiremos gráficamente su reacción, mediante las llamadas curvas de valoración, para conocer el punto final en que los reactivos se han consumidos.

¿Pero qué es un ácido y que es una base desde el punto de vista químico?

Las sustancias con propiedades ácidas y básicas, ya se conocían desde mucho tiempo atrás, pero en la aplicación cuantitativa de equilibrio ácido-base se logró un mucho tiempo después cuando Svante Arrhenius (1859 – 1927) presentó su teoría de disociación electrolítica, la cual establece que:

“En disolución acuosa los ácidos se disocian en iones hidrógeno (H⁺), y las bases en iones hidróxido (OH^-)”

Como se muestra a continuación:

HCl		H⁺	+	Cl^-
Ácido clorhídrico		Ion hidrógeno		Anión cloruro

NaOH		Na⁺	+	OH^-
Hidróxido de sodio		Catión sodio		Ion hidróxido

Observamos que el ácido clorhídrico al momento de disociarse proporciona iones hidrógeno (H⁺), mientras que el hidróxido de sodio da como resultado iones hidróxido (OH^-).

La teoría de Arrhenius tiene ciertas limitaciones, tales como:

1. Se restringe a disoluciones acuosas, y algunas reacciones ácido-base se realizan en medios no acuosos.

2. Se sabe que los iones en disolución acuosa se encuentran hidratados, de tal manera que el ion hidrógeno no se encuentra libre en disolución acuosa, sino asociado a una molécula de agua formando el ion hidronio (H₃O⁺).

3. No explica el carácter básico de sustancias que no contiene iones hidróxido, como el amoniaco (NH₃).

Sin embargo, en el año de 1923 en forma independiente en Johannes Brönsted y Thomas Lowry desarrollaron otra teoría más General, que superaba las limitaciones de la teoría de Arrhenius. Según la teoría de Brönsted-Lowry:

“Un ácido es toda especies químicas (molécula o ion) capaz de ceder protones (hidrógenos) y una base es toda especie química capaz de aceptar protones”

Esto es:

En el primer caso, el ácido clorhídrico cede un protón al agua, formando el ion hidronio; mientras que en el segundo el amoniaco acepta un hidrógeno del agua, formando los iones amonio e hidróxido.

De tal manera, que una sustancia se comportara como un ácido, siempre y cuando posea protones para donar al encontrarse con un aceptor de protones, es decir, una base. De igual forma, una molécula que puede aceptar un protón se comportara como una base si se encuentra con un donador de protones, es decir, un ácido.

Como podemos apreciar, el agua en los anteriores casos se comporta como una base frente al ácido clorhídrico, pero con el amoniaco se comporta como un ácido. Esto es característico del agua, por eso se dice que tiene carácter anfótero, es decir, tiene comportamiento como ácido y como base. Esto lo podemos apreciar también en la autoionización del agua, una molécula se comporta como ácido y la otra como base, tal y como se muestra a continuación.

H₂O	+	H₂O		H₃O⁺	+	OH^-
				Ácido		Base

De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, los considerados ácidos no cambian con respecto a la teoría de Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de hidrógeno. Pero en el caso de las bases, ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido.

Según Brönsted-Lowry en una reacción ácido-base, el ácido cede un protón y se transforma en una base. Por el contrario, una base al aceptar el protón se transforma en un ácido. Por tanto, en una reacción existen dos pares ácido-base, que en caso de nuestros ejemplos son:

Ilustración 1 Una reacción ácido-base consiste en una transferencia de un protón desde un ácido a una base, con conformación de un nuevo ácido y una base nueva, denominado par ácido-base conjugado.

2.2.1. Ácidos y bases según Brönsted-Lowry.

Existen diversos enfoques para la determinación de ácidos y bases, desde el principio se utilizaron distintas clasificaciones, en la elemental definición de Arrhenius establecía que ha sido el estado de aquella sustancia que en disolución acuosa se ioniza para darle iones H⁺ (protones) mientras que base es toda aquella sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones OH^-ser amagado algunos científicos, encontraron está definición bastante limitada, Brönsted-Lowry, propusieron que los ácidos son aquellas sustancias donadores de protones y en las bases las receptoras de protones, pero para comprender por qué llegaron a esta conclusión, debemos revisar a ciertos aspectos de la naturaleza de la molecular del agua.

La mayoría de las reacciones químicas que ocurren en la naturaleza se llevan a cabo en disolución acuosa. Recordemos que la molecular del agua presenta enlaces de tipo covalente polar, lo que hace que disuelva una gran cantidad de sustancias. Además, establece uniones electrostáticas entre sus moléculas llamadas puentes de hidrógeno, lo que él era la capacidad de estar presente en nuestro planeta en los tres estados de agregación: sólido, líquido y gas.

Ilustración 2 Molécula del agua, formando los puentes de hidrógeno.

Sin embargo, en la molécula del agua es capaz de autoionizarse, es decir, establece en la siguiente reacción:

En la siguiente figura se aprecia la formación del ion hidronio y ion hidróxido u oxhidrilo.

Ilustración 3 Autoionización del agua.

Por lo tanto, la expresión de la constante de equilibrio o de ionización del agua, sería la siguiente:

El valor de está constante de equilibrio, a cualquier temperatura, puede calcularse a partir de las medidas de conductividad del agua destilada. Puesto que la concentración del agua destilada es muy elevada, es igual al número de gramos de agua en un litro divididos por la masa molecular, o sea:

En la concentración de iones H₃O⁺ Y OH^- es muy pequeña, 1X10^-3 a 25 °C, la constante de equilibrio puede simplificarse de la siguiente manera:

El Valor del producto iónico del agua (K_w) es de 1X10^-14 si es la base que establece la escala de pH. Esta escala se utiliza para medir el grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa. Para ello, es importante conocer la concentración de iones (H₃O⁺) o (OH^-), cuyas variaciones les darán indicio de la naturaleza ácido-base de la sustancia en cuestión.

Este producto iónico es constante. Debido a esto, en el agua pura la concentración de los iones hidronio y oxhidrilo es la misma, lo que significa que la concentración de ambos es de 1X10^-7.

Debido a que las cantidades del producto iónico del agua son muy pequeñas, Sörensen concedió cómo expresar dichas concentraciones para hacerlas más manipulables, esto lo logró utilizando logaritmos, y de esta manera definió el pH como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones hidronio (H₃O⁺).

El pH, por lo tanto, se trata de una medida que nos permite evaluar la acidez o la alcalinidad de una disolución particular. Como cualquier medida, posee una escala propia que indica con exactitud un valor con número del uno al catorce. Dicha escala está representada en la siguiente figura.

Ilustración 4 Escala de pH.

De acuerdo con esto:

· Una disolución acida tendrá un pH < 7.

· Una disolución básica o alcalina tendrá un pH > 7.

· Una disolución neutra tendrá un pH = 7.

Existen varias formas de determinar el pH de una disolución. Una de las más sencillas y utilizadas, es la del papel indicador o tornasol; la técnica consiste en sumergir dicho papel en la disolución durante unos segundos; este cambiara de color de acuerdo si es acida a rojo (o similares) o alcalina a color azul (o similares), como se observa en la figura.

Ilustración 5 Medición de pH de una disolución con papel tornasol (color rojo, acida; color azul, básica).

A pesar de que en la actualidad el papel indicador ha evolucionado haciendo más precisas sus mediciones, no es un método confiable, pues indica solamente que tan acida o que tan alcalina es una disolución.

Ilustración 6 Papel indicador de pH de mayor exactitud.

También se ha observado que otra de las limitantes del papel indicador no puede ser utilizado en sustancias coloreadas o turbias.

La manera más eficaz y exacta de medir el pH, es mediante el uso de un pHmetro, el cual es un instrumento (voltímetro) constituido de dos electrodos, uno de referencia y el otro de medición, los cuales al ser sumergidos en una disolución generan una diferencia de corriente eléctrica. Dicha corriente dependerá de la concentración de iones hidronio presentes en la disolución. Ambos electrodos se localizan en el interior de un tubo de vidrio que en uno de sus extremos contiene una membrana porosa, que permite el contacto de la disolución con los electrodos.

El pHmetro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia y el de medición, que es sensible a los iones de hidronio. La diferencia de potencial es transformada a una señal eléctrica, la cual se traduce en una medida que es registrada en la pantalla del equipo. En el mercado existe una gran variedad de marcas y modelos, sin embargo, todos funcionan bajo el mismo principio.

Ilustración 7 pHmetro convencional.

Antes de utilizar un pHmetro, se debe calibrar con disoluciones de referencia de pH conocido (disoluciones amortiguadoras, buffer o tampón), las cuales son vendidas por distribuidores de equipo y materiales de laboratorio. Al realizar las mediciones, se debe tener cuidado de que el pHmetro no sea golpeado, ya que es muy frágil y se puede romper; además el bulbo del electrodo debe estar totalmente cubierto por la disolución para tener mediciones confiables.

A continuación, veremos cómo partir de la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) e hidróxido (OH^-), se puede determinar el valor de pH de una sustancia y en consecuencia su carácter ácido-base.

2.2.2. Cálculos de pH.

El cálculo del pH de las disoluciones posee una gran importancia para poder interpretar el comportamiento de las distintas sustancias en las reacciones químicas, tanto en sistemas orgánicos, así como en los sistemas biológicos. Ya que al tener establecido un parámetro con las medidas de pH para cierta sustancia específica, se puede saber, por medio de una simple medición, si la sustancia que se compara con la medida patrón ha sufrido alguna alteración y en algunos casos particulares, en medida del aumento o descenso del pH se pueden establecer las causas de tal anomalía, por ejemplo una muestra de orina con pH alto está asociada a la presencia de cálculos de xantina, cistina, ácido úrico y oxalato de calcio, para lo cual sería necesario reducir el consumo de carne roja, la cual metabolizada produce ácido úrico.

Para determinar si una sustancia es acida o básica, se requiere conocer las concentraciones de los guiones hidronio (H₃O⁺) e hidroxilo (OH^-). Sin embargo, la mayoría de las disoluciones son tan diluidas de las concentraciones de sus iones son pequeñas. Para utilizar números más eficaces de manejar se creó la escala logarítmica. Esta escalada desde escala de pH. Matemáticamente, pH se definen como menos de logaritmo decimal de la concentración molar de iones hidronio (H₃O⁺):

Este numerador matemático, p, nos indica que debemos calcular el logaritmo decimal de la concentración molar del hidronio (H₃O⁺) y cambiarlo de signo.

Pero antes de entrar de lleno al cálculo de pH, debemos considerar el grado de disociación de las sustancias, ya sean acidas o básicas.

Se denominan ácidos y bases fuertes, a las sustancias que se disocian casi al 100% al disolverse en agua, es decir, la reacción que ocurre con el disolvente es completa.

Por ejemplo, veamos el caso del ácido clorhídrico. Si colocamos una concentración de HCl 0.1M, en el inicio tendremos lo siguiente:

Concentración	HCl	+	H₂O	Cl	+	H₃O⁺
Inicial	0.1M		Exceso
Equilibrio	»0.0			»0.1M		»0.1M

Al llegar al equilibrio, la disociación de los ácidos será casi completa (»100%), por ello para calcular el pH bastará con determinar el logaritmo de la concentración del ácido, que será la misma que la del ion hidronio (H₃O⁺), mediante la fórmula:

En el caso de las bases fuertes, también hay una disociación completa con el agua; sin embargo, no hay la presencia de iones de hidronio (H₃O⁺), sino de hidróxido, como se muestra a continuación:

Concentración	NaOH	+	H₂O	Na⁺	+	OH^-
Inicial	0.1M		Exceso
Equilibrio	»0.0			»0.1M		»0.1M

Por lo que, para determinar el valor de pH, no es posible hacerlo de manera directa, sino que habrá que recurrir a otro factor denominado pOH.

Pero antes de revisemos nuevamente la autoionización del agua. La expresión de la constante de ionización es:

Si aplicamos el -log a ambos lados de la ecuación tendremos:

Sustituyendo el valor de la constante tendremos que:

El valor que podemos determinar para las bases es el valor de pOH, y posteriormente despejar hemos para la fórmula del pH, esto es:

Por lo que, regresando al problema de las bases fuertes, tendremos que el Valor de pH para el NaOH 0.1M, sería:

Finalmente, tendremos que el Valor de pH para el NaOH 0.1M, será:

Podamos resumir el comportamiento de las disoluciones de ácidos y bases fuertes, con respecto a las concentraciones de hidronio (H₃O⁺) e hidroxilo (OH^-) de la siguiente manera:

	A cualquier temperatura		A 25ºC
Sustancia neutra	(H₃O⁺) = (OH^-)	pH=pOH	pH = pOH =7.0
Sustancia acida	(H₃O⁺) > (OH^-)	pH < pOH	pH < 7.0 pOH > 7.0
Sustancia básica	(H₃O⁺) < (OH^-)	pH < pOH	pH > 7.0 pOH < 7.0

Debido a que los ácidos y bases fuertes contienen una gran cantidad de iones en disolución, son capaces de conducir la corriente eléctrica con gran eficacia, y por ello también son denominados electrolitos fuertes.

Los ácidos y las bases fuertes se disocian en el agua casi al 100%, y son llamados electrolitos fuertes.

Sin embargo, no son las sustancias se disocian al 100%, para los ácidos y bases débiles se presenta una disociación limitada y, por lo tanto, el cálculo de pH requiere que se conozcan la concentración de iones hidronio (H₃O⁺), tomando en cuenta que la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) es mucho menor que la concentración molar del ácido.

Como a los ácidos y las bases débiles se disocian en una pequeña proporción, libera muy pocos iones en la disolución, y por ello limitan el paso de la corriente eléctrica. Por ello, este tipo de sustancias son denominados electrolitos débiles.

Los ácidos y bases débiles se disocian en un bajo porcentaje y no conducen adecuadamente electricidad (electrolitos débiles).

Consideremos que, en un ácido débil genérico, el cual representa veamos cómo HA, el cual se disocia según la siguiente reacción de equilibrio:

La expresión de la constante de equilibrio sería:

De la reacción de disociación del ácido débil HA, la (H₃O⁺) = A^-, despreciando por ello es la concentración de hidronio (H₃O⁺) derivada de la disociación del agua, nos permite escribir que el (H₃O⁺)(A^-) = (H₃O⁺)² y considerando en una primera aproximación que la concentración del ha sido uno disociado sea igual a la concentración total del ácido C_A, es decir, colocando (HA) = C_A, se obtiene:

De donde tenemos que:

Aplicando -LOG a toda la ecuación tendremos:

Con esta fórmula podemos calcular el pH de un ácido débil, cuando se conocen la constante K_a y la concentración C_A.

Por ejemplo, para determinar el valor de pH de una disolución de ácido acético, CH₃COOH, con una concentración de 0.1M, y el valor de , tendremos:

La expresión de la constante y su valor serian:

Por tanto, el valor de pH sería:

Las mismas consideraciones expresadas para el ácido acético como ácido débil típico, puede aplicarse a las bases débiles.

La base débil más común es el hidróxido de amonio. El hidróxido de amonio es una disolución de amoniaco en agua y presentan las propiedades que corresponden a una pequeña concentración de iones de amonio (NH₄⁺) y de iones oxhidrilo (OH^-).

El equilibrio químico se representó de la siguiente manera:

Y la constante de equilibrio serían:

Por las características del sistema de reacción, tendríamos que ; entonces, la constante K_b, en donde la concentración de la base es C_b, queda:

De donde tenemos que:

Aplicando -log a toda la ecuación tendríamos que:

Sabiendo que pOH = 14 – pH, y sustituyan a la fórmula anterior tendremos:

Despejando pH finalmente:

Por ello, para calcular el valor de pH de una disolución de hidróxido de amonio (NH₄OH) con una concentración de 0.1M, cuya K_b es1.8x10^-5, sería:

De igual manera, se puede utilizar la fórmula matemática de la ecuación cuadrática para determinar el pH de ácidos y bases débiles.

Veamos nuevamente el ejemplo del ácido acético 0.10M para calcular el valor de su pH.

La reacción de disociación del ácido en agua es:

Y la expresión de las constantes de equilibrio sería:

Según la reacción química de disociación del ácido acético:

Y la concentración deSería, la concentración inicial menos la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) disociados:

Ahora, sustituyendo los datos tendremos:

Por cuestiones de cálculos se sustituye el término hidronio (H₃O⁺), por X y entonces la expresión de la constante de equilibrio, queda así:

Despejando X², queda:

Recordemos que la solución de la ecuación cuadrática es:

Los valores para los términos a, b y c del ejemplo se presenta, para aplicarlos en la ecuación cuadrática son:

Sustituyendo los valores en la ecuación:

El valor de X₁ cuando se toma el valor positivo es:

El valor de X₂ cuando se toma el valor negativo:

La respuesta correcta es la que tiene el valor positivo: recordando que la variable X₁, representa al hidronio (H₃O⁺).

Finalmente, para conocer el pH, se aplica:

Como podrás apreciar, el resultado por ambos métodos es el mismo, puesto que ambos se fundamentan en el equilibrio químico. Este mismo procedimiento también se puede aplicar a las bases.

Sin embargo, además del carácter ácido o base de las sustancias en donde más podemos aplicar el equilibrio químico vayamos a revisar las reacciones ácido-base, en las que el equilibrio químico juega un papel importante para cuantificar los ácidos y bases presentes en una sustancia.

2.2.3. Valoraciones ácido-base.

La titulación ácido-base, también conocida como valoración, es un método volumétrico cuantitativo donde se aplica el equilibrio químico y se lleva a cabo una reacción de neutralización, esto es de gran utilidad ya que nos permite conocer la concentración real de un ácido o una base presente en una muestra problema.

Una reacción de neutralización se presenta cuando un ácido reacciona con una base o viceversa, para dar como resultado la formación de una sal y agua, tal y como se muestra a continuación:

La relación estequiométrica nos indica que un mol de HCl reacciona con un mol de NaOH, está información nos permite realizar cálculos para determinar la concentración de cualquiera de las sustancias, conociendo la concentración de algunas de ellas.

En una valoración ácido-base, la sustancia de concentración conocida se denomina titulante o valorante y la otra sustancia, problema. Al añadir el titulante a la muestra problema o se modifica el Valor de pH, ya sea que aumente o disminuya, dependiendo de la naturaleza ácida o básica de las sustancias.

Por ejemplo, si tomamos como titulante al NaOH y como problema al HCl, la reacción mostrara un aumento gradual del pH, pasando por la neutralidad, como se observa en la figura. Este gráfico es conocido como curva de neutralización o valoración.

Ilustración 8 Curva de neutralización, utilizando como titulante NaOH.

Una curva de titulación ácido-base, se obtiene construyendo una gráfica de los valores de pH en función de la cantidad del titulante añadido. Las curvas de titulación son de ayuda para establecer las posibilidades prácticas de una titulación, que sirven para predecir el punto de equivalencia o fin de la neutralización.

La curva de titulación ácido-base, proporcione información de todo el proceso de la reacción de neutralización como es el punto inicial antes de empezar la neutralización, una serie de puntos antes de llegar a la neutralización, el punto de neutralización o de equivalencia y uno: después del punto de equivalencia.

Veamos cómo se construye una curva de titulación. Supongamos que colocamos 10ml de HCl 0.1M, el cual será titulado con una disolución de NaOH 0.1M. El pH inicial de la disolución acidas será de 1.00.

Por cada mililitro de NaOH añadido, la décima parte de la concentración del ácido reaccionará hasta la completa neutralización (punto de equivalencia, pH=7), y posteriormente se incrementará el Valor de OH^-, debido al exceso de NaOH, tal y como se muestra la siguiente tabla:

Volumen (ml) de NaOH 0.1M añadidos	pH
0.0	1.00
1.0	1.04
2.0	1.09
3.0	1.15
4.0	1.22
5.0	1.30
6.0	1.39
7.0	1.52
8.0	1.60
9.0	2.00
10.0	7.00
11.0	12.00
12.0	12.30
13.0	12.47
14.0	12.60
15.0	12.69
16.0	12.77
17.0	12.84
18.0	12.90
20.0	13.00

Tabla 1 Variación de pH al añadir diferentes volúmenes de NaOH 0.1M a una disolución de HCl 0.1M.

Al graficar los datos anteriores obtendremos una forma de neutralización, explica de una base fuerte con un ácido fuerte, en la que se observa una curva sigmoidea, en cuyo punto de inflexión se localiza el punto de equivalencia.

Ilustración 9 Curva de neutralización de NaOH con HCl.

Al invertir las sustancias, es decir, utilizando el HCl como titulante de la curva será muy parecida sólo de invertida. Iniciará en un pH alto, el cual descenderá de forma gradual hasta llegar a la neutralización.

En el punto de equivalencia o neutralización, el ácido y la base reaccionaron por completo. Este punto es de gran importancia, ya que nos indica el término de la reacción. Para llevar a cabo la construcción de una curva de titulación, se utiliza el pHmetro, una bureta y un vaso de precipitados esencialmente, para ello se arma el siguiente aparato o sistema:

Ilustración 10 Construcción de una curva de valoración.

Elabora eta se coloca la disolución del titulante (NaOH, por ejemplo) y en el vaso la muestra problema (HCl, por ejemplo). Se introduce en electrodo del pHmetro y se determina el valor de pH inicial de la muestra problema, posteriormente se abre la bureta para dejar caer el titulante en un volumen determinado (1.0 ml, por ejemplo), se cierra la bureta y se vuelve a determinar el valor de pH. Se continúa este procedimiento hasta duplicar el volumen del titulante respecto al de la muestra problema. Finalmente se construye la gráfica, en forma manual o mediante el uso de algún software de computadora (Excel, por ejemplo), se localiza el punto de equivalencia y con ello el volumen del titulante utilizado para la neutralización. Con el volumen del titulante se puede determinar la concentración de la muestra problema.

En 1891 Ostwald fue el primero en establecer una teoría sobre el funcionamiento de estas sustancias según la cual, un indicador cambia de color cuando pasa del estado no disociado al estado iónico, este cambio se debe a la concentración de iones hidronio de la solución (pH). El cambio de color de los indicadores es debido a una modificación en su constitución. Puede existir en dos formas tautoméricas cada una de las cuales corresponde a un color diferente.

Algunos de los indicadores más usados en equilibrio ácido-base son:

a) Fenolftaleína.

b) Anaranjado de metilo.

Fenolftaleína: indicador que tiene un carácter ácido muy débil, en el estado no disociado es incolora.

Al reaccionar la fenolftaleína con un hidróxido alcalino, se forma una sal constituida por un ácido débil (fenolftaleína) y una base fuerte (hidróxido alcalino). La sal se ioniza fuertemente, encontrándose en la solución suficiente concentración en los iones coloridos para que pueda ser percibida la coloración roja.

Nombre del indicador	Nombre común	Intervalo de viraje pH	Color ácido	Color alcalino
Fenolftaleína	Fenolftaleína	8.0 - 9.8	Incoloro	Rojo - violeta

Tabla 2 Características del indicador fenolftaleína.

Ilustración 11 Fórmula estructural de la fenolftaleína, de pH ácido a pH alcalino.

Anaranjado de metilo: se la conoce como heliantina o Tropeolina, la zona de viraje va del color amarillo (solución alcalina) al color rojo (solución ácida), y se obtiene un tinte intermedio de un tono naranja-rosado. La zona de viraje del anaranjado de metilo, que era comprendida entre pH 3.1 y 4.4.

Este indicador se emplea en la titulación de bases fuertes y de bases débiles como KOH, NaOH, Ba (OH)₂ y NH₄OH, así como ácidos fuertes, pero no en la valoración de ácidos débiles como el acético o el oxálico.

Nombre del indicador	Nombre común	Intervalo de viraje pH	Color ácido	Color alcalino
Dimetil amino azo bencen sulfonato sódico	Anaranjado de metilo	3.1 – 4.4	Rojo	Amarillo

Tabla 3 Características del indicador anaranjado de metilo.

Ilustración 12 Fórmula estructural del anaranjado de metilo, en pH ácido y alcalino.

Los indicadores ácido-base son utilizados para detectar el punto de equivalencia o fin de la reacción, mediante el cambio de coloración. Para ello, es importante seleccionar el indicador más adecuado dependiendo del valor de pH del punto de equivalencia. En el caso de la valoración de NaOH y el HCl, su punto de equivalencia se encuentra entre el pH 4 y 10, por lo que el indicador óptimo será la fenolftaleína.

A continuación, se muestran algunos indicadores ácido-base, con los rangos de pH en los cuales realizar esos cambios de color:

Indicador	Color ácido	Intervalo pH	Color básico
Ácido pícrico	Incoloro	0.1 – 0.8	Amarillo
Rojo para-metileno	Rojo	1.0 – 3.0	Amarillo
Azul de timol	Rojo	1.8 – 2.8	Amarillo
Amarillo de metilo	Rojo	2.9 – 4.0	Amarillo
2,6-nitrofenol	Incoloro	2.0 – 4.0	Amarillo
Anaranjado de metilo	Rojo	3.1 – 4.0	Amarillo-naranja
Azul de bromofenol	Amarillo	3.0 – 4.0	Azul purpura
Rojo Congo	Azul	3.0 – 5.0	Rojo
Anaranjado de estilo	Rojo	3.4 – 4.5	Amarillo
Rojo de alizarina-5	Amarillo	3.7 – 4.5	Purpura
Verde de bromocresol	Amarillo	3.8 – 5.4	Azul
Rojo de metileno	Rojo	4.2 – 6.2	Amarillo
Rojo de clorofenol	Amarillo	4.8 – 6.4	Rojo
Para-nitrofenol	Incoloro	5.0 – 7.0	Amarillo
Azul de bromotimol	Amarillo	6.0 – 7.6	Azul
Rojo de fenol	Amarillo	6.4 – 8.0	Rojo
Azul de timol	Amarillo	8.0 – 9.6	Azul
Fenolftaleína	Incoloro	8.0 – 9.8	Rojo-violeta

Tabla 4 Indicadores de pH utilizados en volumetría ácido-base.

Para llevar a cabo las valoraciones ácido-base utilizando indicadores químicos, requerimos de una bureta, un matraz Erlenmeyer, el soporte universal y piezas para bureta; con este material se arma el siguiente aparato:

Ilustración 13 Sistema para realizar una valoración ácido-base.

Se coloca el titulante en la bureta y en el matraz la muestra problema, junto con unas gotas del indicador ácido-base. Se adiciona lentamente en titulante a la muestra problema, la cual es agitada constantemente para homogenizar la reacción. La adición del titulante se detiene en el momento en que se observa un cambio en la coloración de la muestra problema.

Ilustración 14 Cambio de color de la fenolftaleína en una titulación ácido-base.

Por otro lado, la valoración del ácido débil con la base fuerte difiere de la valoración del ácido fuerte con base fuerte, en tres aspectos importantes:

1. La concentración de iones hidronio (H₃O⁺) al inicio de las valoraciones más pequeña, por lo tanto, el pH del ácido débil es mayor que el pH del ácido fuerte.

2. En los primeros momentos de la valoración, el pH de la disolución aumenta con relativa rapidez debido a que la ionización del ácido débil está restringida por el efecto del ion común del anión (sal altamente ionizada) formado en la neutralización.

3. El punto estequiométrico no corresponde a un pH de 7.0, pues la reacción inversa al según a la cual el anión A^- (base conjugada de HA) toma cierto número de protones del agua, lo que hace a la disolución ligeramente alcalina.

En la figura, se muestra una curva típica de una valoración ácido débil-base fuerte. En ella se aprecia que la zona en la que se localiza el punto de equivalencia es más corta, así como el punto de equivalencia se localiza desplazado hacia la zona alcalina.

Ilustración 15 Curva de neutralización ácido débil-base fuerte.

En este caso también la fenolftaleína sería un indicador adecuado para detectar el fin de la reacción, por tener localizados su punto de equivalencia entre los valores 8 y 11 de pH.

Como mencionamos anteriormente, el equilibrio ácido-base es útil para determinar la concentración de algunos ácidos o bases presentes en una muestra problema, para ello es necesario basarnos en la estequiometria de la reacción, así como en el volumen gastado del titulante.

Ahora, veamos cómo a partir de una titulación ácido-base podemos conocer la concentración de un analito en una sustancia determinada.

Supongamos que colocamos 20ml de NaOH (muestra problema) en el matraz era titulados con 50ml de HCl 0.01M en presencia de fenolftaleína. ¿cuál será la concentración de NaOH?

Para ello, realizamos la reacción y la balanceamos:

Observamos que la de reacciones a balanceada y que la información que nos proporciona es, que un mol de NaOH reaccionar con un mol de HCl. Iniciaremos determinando el número de mol de HCl que reaccionaron mediante la fórmula de molaridad:

Donde M = molaridad, n = mol y V= volumen en litros. Despejando n tendremos:

Sustituyendo los valores, sería:

Como la relación estequiométrica es 1mol de HCl reaccionar con un mol de NaOH, el número de mol que reaccionaron de HCl será el mismo que el mol de NaOH en la muestra.

Por lo tanto, podemos conocer la concentración del NaOH, sustituyendo en la fórmula de molaridad los datos conocidos:

Veamos otro ejemplo. En este caso queremos calcular el volumen de una disolución de NaOH 0.1M que se requiere para neutralizar 27.5ml de una disolución 0.25M de HNO₃.

Nuevamente observamos que la relación estequiométrica es: 1mol de NaOH reacciona con 1mol de HNO₃, por lo que procederemos a determinar el número de mol de HNO₃ a reaccionar: