Valoraciones y cálculos volumétricos

Introducción a las valoraciones ácido‑base

Las valoraciones son técnicas analíticas fundamentales en química que permiten determinar la concentración de una solución (ácido o base) mediante la reacción con una solución de concentración conocida (titulante). En este módulo aprenderás los conceptos clave que aparecen en los exámenes de química, como el punto de equivalencia, el cálculo de volúmenes y masas, y el uso de indicadores de pH.

Punto de equivalencia en una valoración

En una valoración ácido‑base, el punto de equivalencia se alcanza cuando la cantidad de titulante añadido es estequiométricamente equivalente al analito. En otras palabras, en ese momento se ha neutralizado completamente el ácido o la base presente.

Recuerda: equivalencia = “todo emparejado”.

• El punto de equivalencia no depende del indicador utilizado; el indicador solo ayuda a detectar visualmente ese punto.
• En la práctica, el pH del punto de equivalencia varía según la fuerza relativa del ácido y la base involucrados.

Cálculo de masa a partir de molaridad

Para preparar una solución de concentración conocida a partir de un sólido primario, se utiliza la relación:

m = M × V × PM

donde:

• m = masa del soluto (g)
• M = molaridad deseada (mol·L⁻¹)
• V = volumen de la solución (L)
• PM = peso molecular del soluto (g·mol⁻¹)

Ejemplo práctico:

Se requieren 2 L de una solución de nitrato de plata (AgNO₃) 0,05 M. El peso molecular de AgNO₃ es 168,87 g·mol⁻¹.

Calculo:

• n = M × V = 0,05 M × 2 L = 0,10 mol
• m = n × PM = 0,10 mol × 168,87 g·mol⁻¹ = 16,9 g

Recuerda: m = M·V·PM.

Indicadores de pH: Rojo de metilo

Los indicadores son sustancias que cambian de color en rangos específicos de pH, facilitando la detección visual del punto de equivalencia.

El Rojo de metilo presenta los siguientes valores:

• Forma ácida (rojo) → pH < 4,8
• Forma básica (amarillo) → pH > 6,0
• Intervalo de viraje: 4,8‑6,0

En su forma básica, el Rojo de metilo muestra un color amarillo, lo que lo hace útil para titulaciones que alcanzan un pH ligeramente básico.

Color amarillo, rango 4,8‑6,0.

Cálculo de la molaridad del ácido a partir de la base

Cuando se conoce la molaridad y el volumen de la base, y se mide el volumen de ácido necesario para alcanzar el punto de equivalencia, se puede determinar la molaridad del ácido.

Fórmula general:

M_acido = (M_base × V_base) / V_acido

Ejemplo:

• Base: NaOH 1,42 M, V_base = 10,3 mL
• Ácido: ácido acético, V_acido = 10 mL
• M_acido = (1,42 M × 10,3 mL) / 10 mL = 1,38 M

Normalidad y su relación con la molaridad

La normalidad (N) es una medida de concentración que tiene en cuenta la equivalencia química del soluto. Se relaciona con la molaridad mediante la ecuación:

N = M × n_eq

donde n_eq es el número de equivalentes que aporta una molécula en la reacción considerada.

Ejemplo 1: Preparación de Na₂CO₃ 0,1 N

• Volumen deseado: 5 L
• Normalidad: 0,1 N
• PM de Na₂CO₃ = 105,99 g·mol⁻¹
• Como Na₂CO₃ tiene 2 equivalentes de base (CO₃²⁻), n_eq = 2
• M = N / n_eq = 0,1 N / 2 = 0,05 M
• n = M × V = 0,05 M × 5 L = 0,25 mol
• m = n × PM = 0,25 mol × 105,99 g·mol⁻¹ = 26,5 g (≈ 26 g)

Ejemplo 2: Determinación de la normalidad de KMnO₄

• Reacción: 5 C₂O₄²⁻ + 2 MnO₄⁻ + 16 H⁺ → 10 CO₂ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O
• Un mol de KMnO₄ aporta 2 equivalentes (n_eq = 2)
• Datos: 0,22 g de Na₂C₂O₄ (PM = 134 g·mol⁻¹) reaccionan con 43,3 mL de KMnO₄
• n(Na₂C₂O₄) = 0,22 g / 134 g·mol⁻¹ = 1,64 × 10⁻³ mol
• Equivalentes de Na₂C₂O₄ = 2 × 1,64 × 10⁻³ = 3,28 × 10⁻³ eq
• Normalidad de KMnO₄ = equivalentes / V(KMnO₄) = 3,28 × 10⁻³ eq / 0,0433 L = 0,076 N

Aplicaciones prácticas de la normalidad

La normalidad se usa frecuentemente para describir soluciones de ácidos y bases fuertes, así como oxidantes y reductores.

Ejemplo: Normalidad del HCl a partir de la valoración de oxalato de sodio

• Muestra de Na₂C₂O₄: 0,354 g
• PM Na₂C₂O₄ = 134 g·mol⁻¹ → n = 0,354 g / 134 g·mol⁻¹ = 2,64 × 10⁻³ mol
• Equivalentes de Na₂C₂O₄ = 2 × 2,64 × 10⁻³ = 5,28 × 10⁻³ eq
• Volumen de HCl usado: 30,23 mL = 0,03023 L
• Normalidad HCl = 5,28 × 10⁻³ eq / 0,03023 L = 2,19 N

Ejemplo: Molaridad de Ba(OH)₂ a partir de su neutralización con HCl 0,10 N

• Volumen de Ba(OH)₂: 25 mL = 0,025 L
• Volumen de HCl usado: 15,27 mL = 0,01527 L
• Normalidad HCl = 0,10 N → equivalentes de H⁺ = 0,10 eq·L⁻¹ × 0,01527 L = 1,527 × 10⁻³ eq
• Ba(OH)₂ tiene 2 equivalentes por mol (OH⁻), por lo que moles de Ba(OH)₂ = 1,527 × 10⁻³ eq / 2 = 7,64 × 10⁻⁴ mol
• Molaridad = moles / V = 7,64 × 10⁻⁴ mol / 0,025 L = 0,03 M

Resumen de conceptos clave

• Punto de equivalencia: cantidad de titulante que neutraliza el analito.
• Molaridad (M): moles de soluto por litro de solución.
• Normalidad (N): equivalentes de soluto por litro de solución.
• Relación masa‑volumen‑molaridad: m = M·V·PM.
• Indicadores: cambian de color en rangos de pH específicos; el Rojo de metilo pasa de rojo a amarillo entre pH 4,8 y 6,0.

Dominar estos conceptos te permitirá resolver problemas de valoración, preparar soluciones con precisión y interpretar correctamente los resultados de tus experimentos de laboratorio.