Neutralización y titulación

¿Para qué sirve esto?

Un laboratorio de control de calidad recibe una muestra de vinagre y tiene que decir si trae la cantidad de ácido que promete la etiqueta. Una planta de tratamiento tiene que saber cuánta base agregar a un agua ácida antes de devolverla al río. En los dos casos la pregunta es la misma: ¿cuánto ácido hay?

La respuesta se obtiene con una titulación: se agrega poco a poco una base de concentración conocida hasta que todo el ácido reacciona, y con el volumen gastado se calcula la concentración que no se conocía. Es una de las técnicas más usadas en un laboratorio de química, y solo necesita una ecuación balanceada y la molaridad.

Antes de empezar recuerda que la molaridad es moles de soluto por litro de solución, de modo que los moles son molaridad por volumen en litros.

La neutralización

Cuando un ácido reacciona con un hidróxido, los $\mathrm{H^{+}}$ del ácido se unen a los $\mathrm{OH^{-}}$ de la base y forman agua. Los iones que sobran, el metal de la base y el resto del ácido, forman una sal. Por ejemplo:

$$\mathrm{HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O}$$

Lo esencial de toda neutralización entre un ácido y una base fuertes es el paso H⁺ + OH⁻ → H₂O: cada $\mathrm{H^{+}}$ necesita un $\mathrm{OH^{-}}$. Por eso los coeficientes de la ecuación dependen de cuántos protones entrega el ácido y cuántos OH tiene la base. El H₂SO₄ entrega dos protones, así que necesita dos NaOH:

$$\mathrm{H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O}$$

Neutralizar no hace desaparecer las sustancias: el ácido y la base se transforman en sal y agua, y los átomos se conservan. Por eso siempre se comprueba que la ecuación esté balanceada antes de hacer cuentas con ella.

Cómo se hace una titulación

1. Con una pipeta se mide un volumen exacto del ácido de concentración desconocida y se pone en un erlenmeyer, con unas gotas de indicador.
2. La bureta se llena con la solución patrón, una base de concentración conocida.
3. Se abre la llave y la base cae sobre el ácido mientras se agita el erlenmeyer. Cerca del final se agrega gota a gota.
4. Cuando el indicador cambia de color y el color se mantiene, se cierra la llave y se lee en la bureta el volumen de base gastado.

Para trabajar con seguridad: gafas y bata puestas, nunca se pipetea con la boca (se usa una pera o un pipeteador) y los ácidos y las bases se manejan con cuidado aunque estén diluidos; el NaOH es especialmente dañino en los ojos. Si algo salpica, se lava enseguida con mucha agua y se avisa al docente.

El punto de equivalencia

El punto de equivalencia es el momento en que la base agregada alcanza justo para reaccionar con todo el ácido, en la proporción que dicen los coeficientes. Para el HCl y el NaOH, que reaccionan uno a uno, es cuando los moles de base igualan a los de ácido:

$$C_b \, V_b = C_a \, V_a$$

donde $C$ es la concentración, $V$ el volumen, $a$ se refiere al ácido y $b$ a la base. Esa igualdad solo vale cuando la relación es uno a uno. Con el H₂SO₄ se necesitan dos moles de NaOH por cada mol de ácido, y hay que usar la relación de los coeficientes. Lo más seguro es hacer siempre la cadena completa:

• moles de base = concentración de la base × volumen gastado (en litros);
• moles de ácido = moles de base × (coeficiente del ácido / coeficiente de la base);
• concentración del ácido = moles de ácido / volumen de ácido (en litros).

El punto de equivalencia no se ve: lo que se ve es el punto final, cuando el indicador cambia de color. Un buen indicador se elige para que cambie muy cerca del punto de equivalencia.

El pH en el punto de equivalencia

Si se titula un ácido fuerte con una base fuerte, como el HCl con el NaOH, en el punto de equivalencia solo quedan agua y una sal que no reacciona con el agua, y el pH es 7 (a 25 °C).

Pero no siempre es así. Si el ácido es débil, como el acético, y la base es fuerte, en el punto de equivalencia queda el ion acetato, CH₃COO⁻, que es la base conjugada del ácido: toma protones del agua y deja algo de $\mathrm{OH^{-}}$. Por eso el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7. Si el ácido es fuerte y la base es débil (como el amoníaco), pasa lo contrario: el pH en el punto de equivalencia es menor que 7. «Equivalencia» quiere decir cantidades justas según la ecuación, no pH 7.

En resumen

• En una neutralización los H⁺ del ácido se unen a los OH⁻ de la base; con un hidróxido se forman sal y agua.

• Los coeficientes de la ecuación balanceada dicen cuántos moles de base pide cada mol de ácido.

• En una titulación, moles de base = concentración × volumen gastado; con la relación de los coeficientes se pasa a moles de ácido y se divide entre el volumen de ácido.

• C(ácido) · V(ácido) = C(base) · V(base) solo vale cuando la relación es 1 a 1; con el H₂SO₄ y el NaOH es 1 a 2.

• Con ácido fuerte y base fuerte el pH en el punto de equivalencia es 7; con un ácido débil y una base fuerte es mayor que 7.

Vocabulario

Neutralización

Reacción entre un ácido y una base en la que los H⁺ del ácido se unen a la base; con un hidróxido se forman una sal y agua.

Titulación

Procedimiento para hallar la concentración de una solución haciéndola reaccionar con otra de concentración conocida, medida gota a gota.

Solución patrón

Solución de concentración conocida que se pone en la bureta para la titulación.

Punto de equivalencia

Momento de la titulación en que los moles de base agregados son exactamente los que pide la ecuación para reaccionar con todo el ácido.

Punto final

Momento en que el indicador cambia de color; si el indicador está bien elegido, queda muy cerca del punto de equivalencia.

Bureta

Tubo de vidrio graduado con una llave en la parte de abajo, que permite agregar un líquido gota a gota y leer el volumen gastado.