Guia de TP Capitulos 7 y 8

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Guía de Trabajos 
Prácticos 
Química Analítica 
 
 
ANÁLISIS CUANTITATIVO 
TITULACIONES ÁCIDO-BASE 
 
Capítulos 7 y 8 
 
 
 
 
 
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CAPÍTULO Nº 7 
Análisis Cuantitativo: generalidades 
El análisis cuantitativo determina la cantidad de una sustancia en la 
muestra. Para realizar este tipo de estudio, es necesario conocer la 
composición cualitativa del material a analizar, esto permite elegir 
correctamente la técnica para la determinación cuantitativa del analito, y la 
adecuada preparación para su análisis (eliminación de interferencias, 
concentración, etc.). En la actualidad, con la instrumentación moderna y la 
gran variedad de mediciones químicas disponibles, puede obtenerse 
especificidad o la selectividad necesaria para que las mediciones 
cuantitativas también sirvan como cualitativas. 
Los análisis cuantitativos clásicos consisten en realizar dos medidas, la 
primera, generalmente, es medir el peso o el volumen de la muestra a 
analizar y la segunda es la medida de la alguna propiedad del analito cuya 
cantidad es proporcional a la del analito en la muestra, como la masa, 
volumen, intensidad luminosa o carga eléctrica. 
Los métodos gravimétricos determinan la masa del analito o de algún 
compuesto relacionado con él. La técnica consiste en separar 
selectivamente la sustancia a analizar empleando la precipitación y a 
continuación se efectúa la medición de la masa seca del precipitado. Los 
métodos gravimétricos se encuentran entre los más exactos de la química 
analítica, dado que la masa puede medirse con gran exactitud. Su esfera de 
aplicación es muy amplia, su desventaja es que la determinación insume 
mucho tiempo, por lo que no es útil para el control químico de un proceso 
tecnológico que se esté llevando a cabo para poder cambiar el curso del 
mismo y prevenir una producción defectuosa. Es así que sólo se utilizan 
para la determinación de elementos que no pueden ser analizados 
fácilmente por otro método como las volumetrías, como ser Si, Al, etc. Su 
ventaja radica en que son más exactos que aquellos que se basan en la 
medición de un volumen. 
En los métodos volumétricos, se mide el volumen de una solución que 
contiene reactivo suficiente para reaccionar por completo con el analito. El 
proceso se llama titulación. Su principal ventaja es su rapidez, sin embargo, 
los métodos volumétricos son, menos exactos que los métodos 
gravimétricos debido a que las mediciones de volúmenes son menos 
exactas que las mediciones de peso. Además, su aplicación se limita a 
concentraciones de analito mayores a 10-3 M. 
Los métodos electroanalíticos, miden propiedades eléctricas como el 
potencial, corriente, resistencia, y cantidad de carga. Los métodos 
espectroscópicos miden la interacción de la radiación electromagnética 
con los átomos o moléculas del analito o en determinar la producción de tal 
radiación por el analito mismo. 
 
 
 
 
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El método a elegir para cuantificar la sustancia a analizar, depende de 
diversos factores, algunos son la proporción de analito en la muestra y la 
exactitud requerida en los resultados. Muchas de las técnicas disponibles 
tienen diversos grados de selectividad, sensibilidad, exactitud, precisión y 
rapidez. 
 
Análisis Volumétrico: 
Un valorante o disolución patrón es un reactivo de 
concentración conocida que se usa para realizar una 
valoración. La valoración se efectúa agregando 
lentamente el valorante desde una bureta a la 
solución del analito hasta que se establece que la 
reacción entre ambos se completó. Este 
procedimiento es lo que se conoce como valoración 
directa. 
El punto de equivalencia de una valoración es el 
punto teórico que se alcanza cuando la cantidad de 
valorante añadido es químicamente equivalente a la 
cantidad de analito en la muestra. Es imposible 
determinarlo experimentalmente, si se puede estimar 
su posición, al observar un cambio físico, por 
ejemplo cambio de color, relacionado con la 
condición de equivalencia. Este cambio se conoce 
como punto final de la valoración. Lo ideal es que ambos puntos sean 
iguales, o que la diferencia entre ambos sea muy pequeña. Esta diferencia 
es lo que se conoce como error de titulación. 
Las reacciones analíticas a usar deben cumplir con los siguientes requisitos: 
- La reacción entre el valorando y el valorante debe ser completa e 
instantánea (Kequilibrio > 104), debe completarse antes del siguiente agregado 
de valorante. 
- La reacción debe ser estequiométrica y bien definida. 
- No deben producirse reacciones secundarias y ha de transcurrir 
rápidamente. 
- En la zona del punto de equivalencia se deben producir cambios 
bruscos en las concentraciones relativas de valorante y valorando lo que va 
acompañado de cambios en alguna propiedad física o eléctrica de la 
solución. 
- Se debe poder detectar claramente y con exactitud el momento en que 
se alcanza la completitud de la reacción, sea porque el sistema lo manifiesta 
el mismo o se cuenta con algún método que permite evidenciarlo. 
Los métodos volumétricos son muy utilizados por la simplicidad del 
instrumental que requieren y poseer una precisión de  1 %. 
Clasificación de los métodos volumétricos: 
 
 
 
 
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Se los clasifica según el tipo de equilibrio químico involucrado durante la 
valoración. De esta manera tendremos: 
- volumetrías ácido – base, 
- volumetrías por precipitación, 
- volumetrías por formación de complejos o quelatos, 
- volumetrías por oxido – reducción. 
 
Preparación y contraste de soluciones valorantes: 
La concentración de la solución valorante debe conocerse previamente para 
ser usada en la determinación de la concentración del compuesto a analizar. 
Su papel es fundamental en la valoración, por lo que es necesario conocer 
sus propiedades, como se preparan y como se conservan. Deben ser 
soluciones suficientemente estables de modo que solo sea necesario 
determinar su concentración una sola vez. 
Las soluciones valorantes son de dos tipos: 
1) Solución valorante primaria: se la prepara en forma directa con 
sustancias patrones, se pesa con exactitud la cantidad necesaria y se 
lleva a volumen en un matraz aforado. Su concentración se calcula 
directamente a partir de la cantidad de sustancia pesada en la balanza 
analítica y del volumen del matraz aforado usado, corregido por 
temperatura y material volumétrico. 
2) Solución valorante secundaria: es aquella que se prepara con sustancias 
que no poseen características de patrones o estándares y en 
consecuencia para conocer su concentración se debe contrastar o 
estandarizar frente a un patrón primario. 
 
Patrón primario 
Un patrón primario es una sustancia de composición perfectamente definida, 
de elevada pureza que sirve como material de referencia en valoraciones 
gravimétricas y volumétricas. La exactitud del método depende sobre todo 
de este compuesto. Los requisitos que debe cumplir son los siguientes: 
- su grado de pureza será igual o superior al 99,98 %, 
- debe ser estable a las temperaturas de secado (100 - 120 C), y 
estable indefinidamente a temperatura ambiente. 
- debe ser de fácil conservación en estado de pureza, 
- debe ser estable en el aire durante la pesada (no debe ser 
higroscópico, ni eflorescente, ni oxidarse, ni carbonatarse), 
- ser perfectamente soluble en las condiciones experimentales, 
- debe ser fácilmente obtenible, purificable y de costo moderado, 
 
 
 
 
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- es conveniente que su peso equivalente sea elevado para disminuir 
los errores relativos de las pesadas, 
Conservación: 
Los patrones primarios deben conservarse enforma adecuada, para que no 
se alteren sus propiedades y su composición química. Se utilizan 
desecadores e higróstatos. Estos recipientes, bastante similares en su 
apariencia física, son cámaras herméticas (algunos están cerrados al vacío), 
cuya atmósfera interna tiene una humedad relativa % (HR %) que es 
constante y cuyo valor dependerá del compuesto a guardar. 
Desecador: es una cámara hermética donde el ambiente interno tiene una 
humedad relativa igual a cero (HR % = 0) lo que permite la conservación de 
sólidos secos. Son de dos tipos, los que tienen conexión para hacer vacío 
en su interior y los que no la tiene, figuras a y b respectivamente. Son de 
vidrio y en su interior poseen una placa de porcelana o de totalmente de 
plástico. El de vidrio es de más difícil manejo por su peso, pero permite un 
cierre totalmente hermético. 
 
 
 
En él se guardan los patrones primarios que deben mantenerse anhidros 
(sin agua de cristalización ni humedad residual), por ejemplo: cloruro de 
potasio, biftalato de potasio, trióxido de arsénico, etc. 
Esto resulta de colocar en el fondo de la cámara una sustancia que actúa 
como desecante por absorber la humedad del medio ambiente en contacto 
con ella (sílica gel, CaCl2 anhidro, CaO calcinado, Mg(ClO4)2, etc.). Las 
sustancias que actúan como desecantes son sustancias higroscópicas. La 
sílica gel es el agente desecante más comúnmente empleado, cuando se la 
emplea como desecante, lleva incorporadas sales de cobalto, estas son 
azules en estado anhidro, y rosa cuando están hidratadas. Una sílica rosa 
indica que se ha humedecido y por lo tanto, hay humedad en la cámara y 
debe reemplazase la sílica por otra anhidra. La sílica húmeda puede ser 
regenerada por secado en estufa a 100 -105 C. 
A B 
 
 
 
 
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Desecantes Agua remanente en la 
atmósfera (µg H2O/L) 
Perclorato de magnesio anhidro 0,2 
Alúmina 2,9 
Pentóxido de fósforo 3,6 
Cloruro de calcio desecado a 127ºC 67 
Hidróxido de sodio 513 
Óxido de calcio 656 
Óxido de magnesio 753 
Hidróxido de potasio 939 
 
Higróstato: es una cámara donde se generan atmósferas de HR % > 0, 
normalmente se usan recipientes similares a los desecadores sin vacío. 
Ésta debe ser mantenida a temperatura constante pues la HR % (y por lo 
tanto la actividad de agua) varía con la temperatura. Las drogas con agua 
de cristalización deben conservarse en recintos con una tensión de vapor tal 
que impida tanto la pérdida como la absorción de nuevas moléculas de 
agua. Por ejemplo, el bórax debe conservarse en una cámara hermética 
dentro de la cual el ambiente tenga la misma actividad de agua que el 
bórax: 
αagua B4O7Na2.10H2O = αagua ambiente interno de la cámara 
Sólo en estas condiciones estamos en el equilibrio termodinámico y por lo 
tanto el bórax no ganará más moléculas de agua ni perderá las que debe 
tener. 
𝑎𝑎𝑔𝑢𝑎 = 
𝐻𝑅 %
100
  𝐻𝑅 % = humedad relativa del ambiente interno de la cámara 
En este caso en particular, se coloca en el fondo de la cámara una solución 
de sacarosa y cloruro de sodio que con el tiempo, por evaporación parcial, 
genera la HR % deseada. La composición de la solución que se coloca en el 
fondo del higróstato varía en función de la droga que se conserva. 
 
Preparación de soluciones valorantes: 
El modo de preparación de la solución valorante depende de si se trata de 
un valorante primario (método directo) o uno secundario (método indirecto). 
El método directo consiste en pesar la cantidad de patrón primario 
necesaria en balanza analítica, disolverlo en el solvente apropiado y una 
Sílica azul: ambiente seco 
Sílica rosa: ambiente húmedo 
 
 
 
 
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vez a temperatura ambiente, se diluye hasta el volumen que corresponde en 
un matraz volumétrico aforado. Por este método solo se preparan 
soluciones valorantes primarias, un ejemplo es el dicromato de potasio, 
empleado en titulaciones redox. 
El método indirecto se utiliza para preparar la mayor parte de las 
soluciones valorantes ácidos, básicos, valorantes redox (yodo, tiosultfato, 
permanganato), valorantes de precipitación como el tiocianato, de 
quelatovolumetrías como el EDTA y toda otra especie química que pueda 
emplearse como valorante pero que no cumple con los requisitos para ser 
patrón primario. En este caso el cálculo de la cantidad a pesar se realiza del 
mismo modo que en el método directo, pero la pesada no es necesario 
realizarla en balanza analítica. Se puede trabajar con balanza granataria o 
semianalítica. Tampoco es necesario llevar a volumen en matraz aforado, 
puede usarse una probeta de capacidad adecuada para completar y llevar a 
volumen. Es posible operar de este modo porque el título de la solución va a 
ser determinado por un contraste o estandarización frente al patrón primario 
adecuado. 
Para realizar un contraste se pesa una cantidad de patrón primario tal que 
permita un consumo de la solución a valorar igual a las 4/5 partes del 
volumen contenido en la bureta. Se elige gastar un volumen de solución 
valorante igual a 4/5 del volumen total de la bureta, de esta manera, el error 
relativo debido a las dos lecturas del volumen no será mayor al 0,1 %. 
¿Por qué no considera el volumen total de la bureta? 
La reacción ocurre equivalente a equivalente, por lo tanto, se cumple que: 
n mEvalorante = n mEpp 
(4/5 x V x N)valorante = (
𝑝
𝑚𝐸
)
𝑝𝑝
 
p = 4/5 x Vbureta x NValorante x mEpp 
donde p es la cantidad de patrón primario a pesar en una balanza analítica. 
Conservación y uso correcto de las soluciones valorantes: 
Las soluciones valorantes son reactivos que una vez preparadas pueden 
permanecer inalterables por tiempo prolongado, siempre y cuando se 
conserven en forma adecuada y se usen correctamente, para esto es 
necesario tomar ciertas precauciones: 
- El frasco debe estar adecuadamente rotulado, debe indicarse que 
sustancia es, concentración, fecha de preparación y contraste si 
corresponde. Si corresponde fecha de vencimiento. En lo posible debe 
contener su pictograma de seguridad. 
- El frasco empleado para la conservación debe ser inerte químicamente 
con la solución a guardar y debe permitir un cerrado hermético para evitar 
evaporación del solvente y en consecuencia la modificación de la 
concentración. 
 
 
 
 
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- Antes de extraer solución del frasco se agitará con mucho cuidado 
para asegurar uniformidad de su composición, tanto de la porción extraída 
como del remanente en el frasco. 
- Nunca debe pipetearse del frasco, se debe volcar en un vaso de 
precipitados la cantidad aproximada de solución a emplear. La porción 
sobrante de solución valorante extraída del frasco tampoco debe verterse 
nuevamente en el frasco. De esta manera, se reduce al mínimo el riesgo de 
contaminación de la solución valorante. 
 
 
 
 
 
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CAPÍTULO Nº 8 
Titulaciones Ácido-Base 
En una valoración ácido - base ocurre una reacción de neutralización, en la 
cual un ácido reacciona con una cantidad equivalente de base. Este tipo de 
valoraciones son las más comunes, tienen aplicación en el control de 
materias primas, en el monitoreo de reacciones en las cuales se generan o 
consumen protones, en la bioquímica clínica, alimentos, etc. 
 
Curvas de Titulación: 
Para las titulaciones ácido - base, la curva se obtiene graficando pH o pOH 
en función de los mililitros de valorante añadido o en función de la fracción 
titulada (ft). Estos gráficos nos permiten predecir la factibilidad de la 
titulación, elegir la metodología experimental adecuada para determinar el 
punto de equivalencia, (indicadores visuales, potenciometría, o medio no 
acuoso), determinar si es un ácido o base débil o fuerte, determinar Ka o 
Kb, determinar el pHen el punto de equivalencia. 
La fracción titulada (ft) representa que parte o fracción del total de sustancia 
a valorar ya ha reaccionado con el valorante. 
ft = fracción titulada = 
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑑𝑜
 
valores de ft < 1  no se llegó al punto de equivalencia 
valores de ft =1  en el punto de equivalencia 
valores de ft >1  se ha añadido exceso de valorante 
Así, por ejemplo, 
 ft = 0 significa que aún no ha comenzado la valoración 
 ft = 0,25 significa que ha reaccionado el 25 % del valorando 
ft = 1 significa que ha reaccionado el 100 % del valorando, o sea, el punto 
de equivalencia. 
Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte: 
Valoración de 50,00 mL de HCl 0,100 M con NaOH 0,100 M. Calcular el pH 
para valores de ft = 0,0; 0,5; 1,0; 1,2. 
En este caso, se cede y consume un sólo protón, en consecuencia la 
normalidad y molaridad tanto del valorando como del valorante son iguales. 
ft = fracción titulada = 
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑑𝑜
 = 
𝑁𝑏× 𝑉𝑏
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
 
 
pH inicial: 
 
 
 
 
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ft = 0,0  Vb = 0 mL 
HCl H+ + Cl- 
H2O H+ + OH- 𝐾𝑤 = [𝐻+] × [𝐻𝑂−] = 1 × 10−14 
BM para Cl- Cl- = 0,100 M 
BQ: H+ = OH- + Cl- 
Se trata de un ácido fuerte y de concentración relativamente elevada, por lo 
tanto la H+ aportada por el agua es muy pequeña respecto a la del ácido, 
por consiguiente, se la puede despreciar. Esta consideración se cumple 
para todos los puntos de la curva antes del punto de equivalencia, por lo 
tanto: 
H3O+  Cl- = 0,100 
pH = - log 0,100 
pH = 1,00 
pH a ft = 0,5 
Para valores de ft es < 1 indica que se neutralizó parte del ácido el cual 
sigue en exceso, no se ha llegado al punto de equivalencia. 
HCl H+ + Cl- 
NaOH OH- + Na+ 
La ecuación de la titulación es: 
H+ + OH- H2O 
 BQ: OH-  + Cl-  = H+  + Na+ 
si se desprecia el aporte de H+ del solvente: 
Cl-  H+ + Na+ 
H+ = Cl- - Na+ = 
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 − 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏
𝑉𝑎 + 𝑉𝑏
 (1) 
𝑓𝑡 =
𝑁𝑏× 𝑉𝑏
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
  𝑉𝑏 = 
𝑓𝑡 × 𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏
 (2) 
reemplazando (2) en (1): 
[𝐻+] =
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 − 𝑁𝑏 × 
𝑓𝑡 × 𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏
𝑉𝑎 +
𝑓𝑡 × 𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏
 (3) 
simplificando y reordenando (3) se obtiene la expresión matemática que 
permite calcular la H+ para la titulación de un ácido fuerte con una base 
fuerte, en función de las normalidades y de ft, antes de alcanzar el punto de 
equivalencia: 
[𝐻+] =
1−𝑓𝑡
1
𝑁𝑎
+
𝑓𝑡
𝑁𝑏
 (4) 
 
 
 
 
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[𝐻+] =
1− 0,5
1
0,100
+
0,5
0,100
 = 0,0333 M 
 pH = 1,47 
pH a ft = 1,0 
En este punto ha reaccionado la totalidad del valorando, por consiguiente, 
es el punto de equivalencia. Para el caso de las titulaciones ácido - base 
fuerte la única fuente de iones hidronio e hidróxido es el agua. En este caso 
particular, en este punto en el Erlenmeyer hay una solución de cloruro de 
sodio de concentración C molar. 
H2O H+ + OH- 
Kw = H3O+ x OH- = 1 x 10-14 
H3O+ = OH- = √𝐾𝑤 = 1 x 10-7 
pH = 7,00 
pH a ft = 1,2 
Un valor de ft mayor a 1 indica que se está por encima del punto de 
equivalencia, la solución contiene un exceso de valorante que en este caso 
es una base fuerte: 
H2O H+ + OH- 
NaOH OH- + Na+ 
BQ: OH- + Cl- = H+ + Na+ 
En este punto el pH de la solución es alcalino por tratarse de una solución 
de una base fuerte de concentración elevada, y al igual que al comienzo de 
la curva, se puede despreciar la [H+] frente a [Na+]: 
Na+  Cl- + OH- 
OH- = Na+ - Cl- 
[𝑂𝐻−] =
𝑁𝑏 × 𝑉𝑏 − 𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
𝑉𝑎 + 𝑉𝑏
 (5) 
𝑓𝑡 =
𝑁𝑏× 𝑉𝑏
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
  𝑉𝑏 = 
𝑓𝑡 = 𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏
 (6) 
reemplazando (6) en (5) y efectuando las mismas operaciones matemáticas 
que posibilitaron obtener la expresión (4) se llega a la expresión matemática 
(7) que permite calcular la OH- en la titulación de un ácido fuerte con una 
base fuerte, en función de las normalidades y de ft, después de alcanzar el 
punto de equivalencia: 
[𝑂𝐻−] =
𝑓𝑡−1
1
𝑁𝑎
+
𝑓𝑡
𝑁𝑏
 (7) 
 
[𝑂𝐻−] =
1,2 − 1
1
0,100 +
1,2
0,100
 = 9,00 × 10−3 𝑀 
 
 
 
 
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pOH = 2,04 
pH = 14,00 - 2,04 
pH = 11,96 
La figura 1 muestra la curva de valoración de ácido clorhídrico 0,100 N con 
hidróxido de sodio 0,100 N y la tabla 1 los valores correspondientes a la 
misma. 
 
 
 
 
 
 
Al analizar el gráfico de la figura 1, puede notarse que al comienzo de la 
misma el pH se eleva gradualmente conforme se adiciona el valorante. Esta 
resistencia al cambio de pH se debe a que soluciones concentradas (0,1 N) 
de ácidos y bases fuertes se comportan como soluciones reguladoras a 
valores de pH altos o bajos: 
Si a 100 mL de HCl 0,1 N los cuales contienen 10 mE de H+ y su 
pH es 1,00 se le adiciona 1 mE de base (10 mL de NaOH 0,1 N), 
el pH aumenta 0,05 unidades. 
Si a 100 mL de HCl 0,01 N los cuales contienen 1 mE de H+ y su 
pH es 2,00 se le adiciona 1 mE de base, el pH aumenta 5 
unidades. 
La disminución de la capacidad para amortiguar cambios de pH es 
consecuencia de la menor cantidad de H+ y de OH- que contiene la solución 
más diluida. 
La otra característica importante que puede observarse es el gran salto de 
pH que se produce en las cercanías al punto de equivalencia, el agregado 
mL NaOH 0,1 M 
Figura 1. Curva de valoración de ácido 
clorhídrico 0,100 N con solución de 
hidróxido de sodio 0,100 N. 
ft mL NaOH pH 
0,0 0,00 1,00 
0,2 10,00 1,18 
0,5 25,00 1,48 
0,6 30,00 1,60 
0,8 40,00 1,95 
0,98 49,00 3,00 
0,998 49,90 4,00 
0,999 49,95 4,30 
1,00 50,00 7,00 
1,001 50,05 9,70 
1,002 50,10 10,00 
1,02 51,00 11,00 
1,20 60,00 11,96 
 
Tabla 1. Cambios de pH 
durante la valoración de 
ácido clorhídrico 0,100 N con 
hidróxido de sodio 0,100 N. 
 
 
 
 
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de 0,2 mL de solución valorante (0,02 mE) produce una modificación en el 
pH de 6 unidades (Tabla 1). Este cambio brusco en el pH es lo que permite 
determinar experimentalmente el punto de equivalencia con el agregado de 
gotas de valorante (Tabla 1). El volumen más pequeño que puede 
descargarse con una bureta es una gota, 0,05 mL. El agregado de una gota 
de valorante neutraliza 0,005 miliequivalentes de ácido que corresponden a 
una variación de ft de 0,001 unidades produce una variación de pH de más 
de una unidad. 
En toda titulación ácido fuerte - base fuerte el pH en el punto de 
equivalencia es 7,00. Esto es debido, a que en todos los casos, como 
resultado de la reacción de valoración solo se forma agua, quedando en 
solución los cationes y aniones que son ácidos y bases conjugados débiles 
que no hidrolizan, no aportando OH- ni H+ a la solución. En consecuencia, la 
única fuente de dichos iones es la disociación del agua. 
El pH final en una valoración ácido - base fuerte nunca será mayor o menor 
que el pH correspondiente a la solución valorante, en este ejemplo, se 
observa que la curva se hace asintótica a un pH = 13,00. ¿Por qué el pH no 
puede ser mayor al correspondiente a la solución valorante? 
Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte: 
En la valoración de una base fuerte con un ácido fuerte se obtiene el mismo 
tipo de curva que en la titulación de un ácido fuerte. Si se grafica pH en 
función del volumen valorante, el valor de pH inicial es alcalino y el final es 
ácido. El pH del punto de equivalencia es el mismo. La curva tiene la 
siguiente forma y se pueden sacar las mismas conclusiones: 
 
 
Nota: Si se grafica pOH = f(volumen valorante) el gráfico es superponible al de la 
figura 1. 
Las fórmulas para hacer loscálculos son análogas a las vistas para la 
titulación de un ácido fuerte: 
• antes de alcanzar el punto de equivalencia el pH es alcalino, por lo 
tanto: 
mL HCl 0,1 M 
Figura 2. Titulación de hidróxido 
de sodio 0,100 M con ácido 
clorhídrico 0,100 M. 
 
 
 
 
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[𝑂𝐻−] =
1−𝑓𝑡
1
𝑁𝑏
 + 
𝑓𝑡
 𝑁𝑎
 (8) 
• después del punto de equivalencia el pH es ácido: [𝐻+] =
𝑓𝑡−1
1
𝑁𝑏
 + 
𝑓𝑡
𝑁𝑎
 (9) 
 
Titulación de un ácido débil con una base fuerte: 
Valoración de 50,00 mL de AcH 0,100 M con NaOH 0,100 M. Calcular el pH 
para ft = 0,0; 0,2; 0,5; 1,0; 1,2. 
En este caso, también se cede y consume un sólo protón, por lo tanto la 
normalidad y molaridad del valorando y del valorante son iguales: 
ft = 
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑛° 𝑚𝐸 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑎𝑛𝑑𝑜
 = 
𝑁𝑏× 𝑉𝑏
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
 
 
pH a ft = 0,0: 
En este punto corresponde a la solución de un ácido débil: 
AcH Ac- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐴𝑐−] × [𝐻+]
[𝐻𝐴𝑐]
 = 1,8 × 10−5 
H2O H+ + OH- 𝐾𝑤 = [𝐻+] × [𝐻𝑂−] = 1 × 10−14 
BM: Ca = Ac- + AcH 
BQ o EBP: H+] = OH- + [Ac-] 
se desprecia la fracción disociada (Ac-) frente a la no disociada (AcH) y el 
aporte protónico del agua (OH-) frente al del ácido: 
Ca  AcH 
H+]  [Ac-] 
sustituyendo en la expresión de Ka: 
𝐾𝑎 = 
 [𝐻+]2
𝐶𝑎
  [H+] = √𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 
[H+] = √1,8 × 10−5 × 0,1000 = 1,34 x 10-3 M 
pH = 2,87 
Nota: Verificación de los desprecios realizados: 
[Ac-] = [H+] = 1,34 x 10-3 < 0,1 x 0,100  bien despreciado la fracción disociada. 
[𝑂𝐻−] =
𝐾𝑤
[𝐻+]
= 
1 × 10−14
1,34 × 10−3
 = 7,4 x 10-12 << 1,34 x 10-3 M  bien despreciado el 
aporte del agua. 
Estas dos condiciones se cumplen en todos los casos que son válidas estas 
titulaciones, por lo tanto no es necesario su comprobación. 
pH a ft = 0,2: 
 
 
 
 
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Al agregar base fuerte a la solución de ácido acético se forma una cantidad 
equivalente de Ac- a la cantidad de OH- agregado, obteniéndose una 
solución reguladora compuesta por AcH y Ac-: 
 AcH Ac- + H+ 
 NaOH OH-+ Na+ 
H+ + OH- H2O 
BQ: [Ac-] + [HO-] = [Na+] + [H+] 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐴𝑐−]
[𝐻𝐴𝑐]
 (10) 
sabiendo que: 
[𝐴𝑐−] = 
𝑁𝑏×𝑉𝑏
𝑉𝑎+𝑉𝑏
 (11) [𝐻𝐴𝑐] = 
𝑁𝑎×𝑉𝑎−𝑁𝑏×𝑉𝑏
𝑉𝑎+𝑉𝑏
 (12) 
reemplazando (11) y (12) en (10) y simplificando: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log 
𝑁𝑏×𝑉𝑏
𝑉𝑎+𝑉𝑏
𝑁𝑎×𝑉𝑎−𝑁𝑏×𝑉𝑏
𝑉𝑎+𝑉𝑏
= (13) 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
𝑁𝑏 × 𝑉𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 − 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏
 
reemplazando (2) en (13) se obtiene la ecuación final (14) para calcular el 
pH en función de ft en la valoración de un ácido débil con una base fuerte: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
𝑓𝑡
1−𝑓𝑡
 (15) 
𝑝𝐻 = 4,74 + log
0,2
1 − 0,2
 
pH = 4,14 
pH a ft = 0,5: 
En este caso la cantidad de valorante agregada es tal que indica que se ha 
neutralizado al 50 % de valorando, se cumple que: 
 [AcH] = [Ac-] 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐴𝑐−]
[𝐻𝐴𝑐]
 
pH = 4,74 = pKa 
pH a ft = 1,0: 
Este punto corresponde al momento de la valoración en la cual se ha 
agregado un volumen de valorante tal que se han neutralizado todos los 
miliequivalentes del ácido débil y este se ha transformado completamente 
en su base conjugada. En el Erlenmeyer hay una solución de NaAc de 
concentración C molar. 
 
 
 
 
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AcNa Ac- + Na+ 
Ac- + H2O AcH + OH- 𝐾𝑏𝐴𝑐− =
[𝐻𝐴𝑐]× [𝑂𝐻−]
[𝐴𝑐−]
 
NaOH OH-+ Na+ 
H2O H+ + OH- 
EBP: [AcH] + H+] = OH- 
BM: Cs = [Ac-] + [AcH] = 
𝑁𝐴× 𝑉𝐴
𝑉𝐴+ 𝑉𝐵
 
Suponiendo que tanto el aporte de HO- del solvente como la concentración 
de [AcH] es despreciable frente a la concentración de la sal: 
Cs = [Ac-] 
[AcH] = [HO-] 
 𝐾𝑏 =
[𝑂𝐻−]2
𝐶𝑠
= 
𝐾𝑤
𝐾𝑎
  [𝑂𝐻−] = √
𝐾𝑤
𝐾𝑎
× 𝐶𝑠 (16) 
𝐶𝑠 =
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑉𝑎+ 𝑉𝑏
 y 𝑉𝑏 = 𝑓𝑡
𝑁𝑎×𝑉𝑎
𝑁𝑏
 
recordando que para ft = 1 se cumple que: 𝑉𝑏 = 
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏
 
reemplazando en (16) y operando algebraicamente se obtiene: 
[𝑂𝐻−] = √
𝐾𝑤
𝐾𝑎
×
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑉𝑎 + 𝑉𝑏
 = √
𝐾𝑤
𝐾𝑎
×
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑉𝑎 + 
𝑁𝑎 × 𝑉𝑏
𝑁𝑏
 
= √
𝐾𝑤
𝐾𝑎
×
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
1 + 
𝑁𝑎
𝑁𝑎
 
 
[𝑂𝐻−] = √
𝐾𝑤
𝐾𝑎
×
𝑁𝑎× 𝑉𝑎
𝑁𝑏+𝑁𝑎 
 (17) 
[𝑂𝐻−] = √
1 × 10−14
1,8 × 10−5
×
0,100 × 0,100
0,100 + 0,100
= 5,27 × 10−6𝑀 
pOH = 5,28 pH = 14,00 - 5,28 = 8,72 
El pH en el punto de equivalencia para ácidos débiles es siempre mayor a 7, 
¿por qué? 
pH a ft = 1,2 
 AcNa Ac- + Na+ 
 Ac- + H2O AcH + OH- (1) 
 
 NaOH OH-+ Na+ 
 H2O H+ + OH- 
 
 
 
 
CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 17 
 
BQ: [Ac-] + [OH-] = [Na+] + [H+] 
En este punto, es válido suponer que [H+] y [AcH] son despreciables; 
además, el exceso de base agregada desplaza el equilibrio (1) hacia la 
izquierda y el pH va a corresponder al de una base fuerte que ha sufrido la 
dilución debida a la titulación. A partir de este punto las curvas de titulación 
de un ácido débil y de un ácido fuerte valorados con el mismo valorante son 
iguales. 
[𝑂𝐻−] =
𝑓𝑡 − 1
1
𝑁𝑎
+
𝑓𝑡
𝑁𝑏
=
1,2 − 1
1
0,100 +
1,2
0,100
 = 9,00 × 10−3 𝑀 
pOH = 2,04 
pH = 14,00 - 2,04 = 11,96 
En la figura 3 se observan ambas curvas en el mismo gráfico: 
 
 
 
 
 
La curva que corresponde al ácido acético comienza a un valor de pH mayor 
que el ácido fuerte de igual concentración analítica (Tabla 2). 
Al inicio de la titulación, con el agregado de poca cantidad de valorante, el 
pH se eleva rápidamente. Esto es debido a que la relación [AcH]/[Ac-] es 
numéricamente grande, [AcH] >> [Ac-]. Posteriormente, con el agregado de 
más cantidad de valorante se entra en la región donde las concentraciones 
de AcH y Ac- son significativas y es la zona donde mayor resistencia al 
cambio de pH se encuentra (cuando se neutralizó la mitad del ácido, el pH = 
pKa, para un buffer es máxima su capacidad reguladora), por eso la curva 
es relativamente horizontal hasta que casi todo el ácido débil ha sido 
valorado. 
La adición de base en la región próxima al punto de equivalencia causará 
un cambio significativo mayor en la [AcH] (en forma relativa, ya que es 
Figura 3. Curvas de valoración de 
ácido clorhídrico y de ácido acético 
0,100 M con solución de hidróxido de 
sodio 0,100 M. 
ft mL NaOH pH 
0,0 0,00 2,87 
0,2 10,00 4,14 
0,5 25,00 4,74 
0,8 40,00 5,36 
0,98 49,00 6,45 
0,998 49,90 7,46 
1,00 50,00 8,73 
1,002 50,10 10,00 
1,02 51,00 11,00 
1,20 60,00 11,96 
1,50 70,00 12,30 
 
Tabla 2. Cambios de pH 
durante la valoración de ácido 
clorhídrico 0,100 M con 
hidróxido de sodio 0,100 M. 
 
 
 
 
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ahora pequeña) que en la [Ac-], que es ahora grande. Como resultado, la 
velocidad de disminución de la relación [AcH]/[Ac-] aumenta a medida que 
aumenta el pH. Esta zona es análoga al comienzo de la curva de titulación. 
Al igual que en la curva de titulación de u ácido fuerte, puede observarse un 
salto de pH en las cercanías al punto de equivalencia, pero de menor 
magnitud y este cambio brusco en el pH, a pesar de ser menor que el de un 
ácido fuerte, permite igualmente la determinación experimental del punto de 
equivalencia con el agregado de gotas de valorante (Tabla 2). 
En este caso el pH en el punto de equivalencia es 8,72; por tratarse de un 
ácido débil, está por encima de 7; debido a la formación de una solución de 
NaAc 0,05 M y el pH está dado por la hidrólisis alcalina del ion acetato. 
Para el caso de la titulación de una base débil, el pH en el punto de 
equivalencia está siempre por debajo de 7, consecuencia de la ionización 
ácida de la especie conjugada. Por ejemplo, en la titulación de NH3 con HCl 
enel punto de equivalencia se obtiene una solución de ClNH4 y su pH se 
debe a la hidrólisis del ácido conjugado, el ion NH4+: 
 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 
Por encima del punto de equivalencia ambas curvas coinciden debido al 
empleo de una solución valorante de una base fuerte de igual 
concentración. En ambos casos el pH está dado por el exceso de NaOH 
0,100 M agregado. 
 
Efecto de la concentración y fuerza del ácido: 
La figura 4 muestra el efecto de la concentración de valorante y valorante en 
la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. Se observa que la 
magnitud del pH en la zona del punto de equivalencia depende de las 
concentraciones de ambas soluciones. El pH disminuye con la disminución 
de la concentración de ambos, por lo tanto soluciones de ácidos y/o bases 
fuertes muy diluidas no podrán valorarse. 
 
 
 
 
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El mismo efecto de la concentración de las soluciones se manifiesta en las 
valoraciones de ácidos débiles y/o bases débiles (figura 5). Las 
consideraciones efectuadas para la obtención de los valores de pH en la 
curva de valoración de ácido acético 0,100 M con una base fuerte, no son 
válidas al disminuir su concentración, para soluciones de menor 
concentración debe utilizarse la ecuación cuadrática. 
Debe notarse que el efecto de la dilución del valorando se observa 
fundamentalmente cuando la diferencia entre las concentraciones de las 
especies del par ácido - base débil es muy diferente. En la zona intermedia 
de la curva, no se observan cambios en los valores de pH debido a la 
dilución, esto demuestra que el pH de una solución amortiguadora o buffer 
es independiente de la dilución. 
Figura 5. Efecto de la 
concentración de valorante y 
valorando en las curvas de 
titulación de ácido débil con 
base fuerte. 
Figura 4. Efecto de la 
concentración de valorante y 
valorando sobre las curvas de 
titulación de ácido fuerte con base 
fuerte. 
 
 
 
 
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Asimismo, a medida que los ácidos y bases se vuelven más débiles el 
cambio de pH en la zona del punto de equivalencia es cada vez menor 
(figura 6). 
 
Figura 6. Efecto del valor de Ka en las curvas de titulación de (a) ácido débil 
- base fuerte y (b) base débil - ácido fuerte. 
Compuesto Ka 
Ion amonio 5,70 x 10-10 
Ion hidroxil amonio 1,10 x 10-6 
Ácido nitroso 7,10 x 10-4 
Ácido cianhídrico 6,20 x 10-10 
Ácido hipocloroso 3,00 x 10-8 
Ácido acético 1,75 x 10-5 
 
Para un ácido o base débil combinando los efectos de la concentración de 
la solución con el de su fuerza ácida o básica, si el producto de la 
concentración inicial del ácido y su constante resulta menor a 10-8 la 
titulación es prácticamente imposible de llevarla a cabo volumétricamente 
con fines cuantitativos. Para sustancias cuyas Ka o Kb sean inferiores a 10-8 
es muy dificultoso localizar el punto de equivalencia obteniéndose mejores 
resultados con las valoraciones en medios no acuosos. 
 
Indicadores ácido - base 
Son sustancias orgánicas que por su estructura química son ácidos o bases 
débiles que poseen un color en su forma no disociada y otro color en su 
forma ionizada. El color que le imparten a la solución que los contiene 
depende del pH de la misma y es consecuencia de cambios en la estructura 
interna de las mismas. 
Un indicador ácido se puede representar como InH: 
HIn + H2O In- + H3O+ 𝐾𝑎 =
[𝐼𝑛−] × [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐼𝑛]
 
color ácido color básico 
(a) (b) 
Tabla 3. Valores de Ka de 
los ácidos cuyas curvas de 
titulación se presentan en la 
Figura 6. 
 
 
 
 
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y un indicador básico es 
In + H2O InH+ + HO- 𝐾𝑏 =
[𝐼𝑛𝐻+] × [𝑂𝐻− ]
[𝐼𝑛]
 
 color básico color ácido 
Las formas ácidas HIn e InH+ predominan en medio ácido y son las 
responsables de los colores ácidos y las formas básicas In- e In son las 
responsables del color básico predominando a pH alcalinos. 
El intervalo de transición o intervalo de viraje de un indicador es el rango de 
la escala de pH en el cual se hace perceptible el cambio de color del 
indicador. 
El ojo humano no es muy sensible a los cambios en el color en una solución 
que contiene una mezcla de ambas formas del indicador, en particular 
cuando la proporción [HIn]/[In-] es mayor a 10 o menor a 0,1. Se necesita 
que la concentración de una de las formas del indicador sea entre cinco a 
diez veces mayor que la otra para que un observador medio pueda detectar 
cambios en la coloración. A valores de concentración mayores o menores el 
color parece inalterable para el ojo humano y es independiente de la 
concentración. 
Por lo tanto, un indicador HIn tiene su color ácido puro cuando se cumple 
que: 
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
≤
1
10
 
y su color básico puro cuando: 
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
≥
1
10
 
y el color de la solución es intermedio para relaciones de concentración 
entre ambos valores. 
𝐾𝑎 =
[𝐼𝑛−] × [𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐼𝑛]
  [𝐻3𝑂
+] =
𝐾𝑎 × [𝐻𝐼𝑛] 
[𝐼𝑛−]
 
Por lo tanto, para ver el color ácido completo debe cumplirse que: 
[𝐼𝑛−] 
[𝐻𝐼𝑛]
≤ 
1
10
  [𝐻3𝑂
+] = 𝐾𝑎 ×
 10 
1
= 10 × 𝐾𝑎 
y para obtener el color básico completo debe cumplirse que: 
[𝐼𝑛−] 
[𝐻𝐼𝑛]
≥ 
10
1
  [𝐻3𝑂
+] = 𝐾𝑎 ×
 1 
10
=
𝐾𝑎
10
 = 0,1 × 𝐾𝑎 
Para obtener el intervalo de pH del indicador se toman los logaritmos 
negativos de ambas expresiones: 
pH color ácido = - log (10 x Ka) = pKa + 1 
pH color básico = - log (0,1 x Ka) = pKa – 1 
 
 
 
 
 
 
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Esto nos indica el mínimo cambio de pH que se requiere para que ocurra un 
cambio de color. La zona de viraje o intervalo de pH de transición de un 
indicador, es el rango de pH en el cual el color visible del indicador cambia 
de completamente ácido a alcalino o viceversa. Por ejemplo, un indicador 
que vira del rojo al amarillo cuyo pKa = 5,0 tendrá una zona de viraje entre 
pH 4,0 a 6,0; por encima de pH 6,0 el color será amarillo, por debajo de pH 
4,0 será rojo y entre pH 4,0 y 6,0 el color será anaranjado. Para los 
indicadores básicos se obtiene una relación semejante en forma análoga. 
La amplitud de la zona de viraje no es la misma para todos los indicadores 
porque depende de la sensibilidad con que puede percibirse el color de una 
forma en presencia de la otra. 
El pH en el cual un indicador cambia de color depende de la temperatura, 
fuerza iónica, presencia de solventes orgánicos de partículas coloidales, 
efectos que pueden ocasionar que el intervalo de transición se desplace una 
o más unidades de pH. 
 
intervalo de pH del indicador = pKa ± 1 
 
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Indicadores de neutralización 
Indicador 
Intervalo de 
transición (pH) 
Color de la forma 
ácida 
Color de la forma 
básica 
Violeta de metilo 0,0 – 1,6 Amarillo Azul 
Rojo de cresol 0,2 – 1,8 Rojo Amarillo 
Azul de timol 1,2 – 1,8 Rojo Amarillo 
Púrpura de cresol 1,2 – 2,8 Rojo Amarillo 
Eritrosina disódica 2,2 – 3,6 Anaranjado Rojo 
Amarillo de metilo 2,9 – 4,0 Rojo Amarillo 
Anaranjado de metilo 3,1 – 4,4 Rojo Anaranjado 
Rojo Congo 3,0 – 5,0 Violeta Rojo 
Anaranjado de etilo 3,4 – 4,8 Rojo Amarillo 
Verde de bromocresol 3,8 – 5,4 Amarillo Azul 
Rojo de metilo 4,8 – 6,0 Rojo Amarillo 
Rojo de clorofenol 4,8 – 6,4 Amarillo Rojo 
Púrpura de bromocresol 5,2 – 6,8 Amarillo Púrpura 
p-Nitrofenol 5,6 – 7,6 Incoloro Amarillo 
Tornasol 5,0 – 8,0 Rojo Azul 
Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarillo Azul 
Rojo de fenol 6,4 –8,0 Amarillo Rojo 
Rojo neutro 6,8 – 8,0 Rojo Naranja 
Rojo de cresol 7,2 – 8,8 Amarillo Rojo 
-Naftolftaléina 7,3 – 8,7 Amarillo Azul 
Púrpura de cresol 7,6 – 9,2 Amarillo Púrpura 
Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarillo Azul 
Fenolftaleína 8,0 – 9,6 IncoloroRojo 
Timolftaleína 8,3 – 10,5 Incoloro Azul 
Amarillo de alizarina 10,1 – 12,0 Amarillo Naranja-rojo 
Nitramina 10,8 – 13,0 Incoloro Naranja-café 
Tropeolina O 11,1 – 12,7 Amarillo Naranja 
 
 
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Selección de un indicador: 
El intervalo de transición de pH de un indicador debe corresponder al 
cambio brusco en el pH (ó pOH) que es característico de la zona del punto 
de equivalencia en una volumetría de neutralización, para minimizar el 
volumen del reactivo valorante necesario para producir el cambio de dos 
unidades de pH que se requiere para que el indicador cambie de color. 
Por ejemplo: 
Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarillo al azul 
Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarillo al azul 
Fenolftaleína 8,0 - 9,6 incoloro al rojo violáceo 
 
 
En la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte de concentración 0,1 
N el salto de pH en la zona del punto de equivalencia es muy amplio (pH 
4,00 a 10,00). Los intervalos de transición pH de los tres indicadores están 
comprendidos dentro del mismo. Para los tres indicadores se observa el 
cambio de color de la forma ácida a la forma alcalina al agregar una o dos 
gotas de solución valorante en las cercanías del punto de equivalencia. Las 
diferencias de volumen en la valoración con los tres indicadores son de la 
misma magnitud que las incertidumbres asociadas a la lectura de la bureta, 
por lo que son despreciables. En la curva A de la figura 1 se observa que 
los tres indicadores son aptos para esa titulación. En el caso el salto de pH 
ocurre entre valores de pH 4,22 y 9,78. 
La situación cambia cuando se realiza la titulación de soluciones de ácidos 
o bases más diluidas. La curva B de la figura 1 muestra la curva de 
valoración de un ácido clorhídrico valorado con la misma base fuerte pero 
ambas soluciones están 100 veces más diluidos que las correspondientes a 
curva A y el pH en la zona de equivalencia varía de pH 4,72 a pH 9,28. Este 
salto es una unidad de pH más chico que el correspondiente a la curva A. 
El verde de bromocresol es totalmente inadecuado, debido a que el cambio 
de color tendrá lugar en un importante intervalo de volúmenes de valorante 
(5 mL) mucho antes del punto de equivalencia, la transición a la forma 
Figura 1. Curva de titulación 
para HCl con NaOH. A: 50,00 
mL de HCl 0,0500 N con 
NaOH 0,1000 N. B: 50,00 mL 
de HCl 0,000500 N con NaOH 
0,0010 N. 
 
 
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alcalina se completa esencialmente antes de que se alcance el mencionado 
punto, lo que resulta un significativo error de valoración. Las mismas 
objeciones pueden hacerse al uso de la fenolftaleína. De los tres 
indicadores únicamente el azul de bromotimol proporcionará un punto final 
satisfactorio con un mínimo error sistemático de valoración. 
 
 
 
Las figuras 2 y 3 muestran claramente que la elección del indicador para la 
titulación de un ácido o base débil es más limitada que para un ácido o base 
fuerte. En la titulación de ácido acético 0,1 N (figura 2) el punto de 
equivalencia ocurre a pH 8,73 y el cambio de pH cerca del punto de 
equivalencia es menor que para un ácido fuerte de igual concentración. En 
este caso el salto ocurre entre pH 6,95 y pH 10,50. Se puede observar que 
 
 
Figura 2. Curva de titulación de 
ácido acético con NaOH. A: 
ácido 0,1000 N con NaOH 
0,1000 N. B: ácido 0,00100 N 
con NaOH 0,0010 N. 
Figura 3. Curvas de titulación de 
50,00 mL de base débil 0,1000 
N de diferentes Kb con HCl 
0,1000 N. 
pH 
A 
 
 
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de los tres indicadores mencionados la fenolftaleína es el más adecuado. 
No se puede utilizar el verde de bromocresol ya que virará a un pH por 
encima de 5,40 donde todavía no se alcanzó la sección empinada de la 
curva, y además su viraje ocurrirá con el agregado de varios mL de solución 
valorante. 
El azul de bromotimol es adecuado, su viraje comienza antes de alcanzar la 
zona del salto de pH, pero se completa al alcanzar la sección empinada de 
la curva de valoración. La fenolftaleína es el indicador más adecuado ya que 
tiene una zona de viraje en la región alcalina dentro del cual está 
comprendido el pH correspondiente al punto de equivalencia y se observará 
su cambio de color con una o dos gotas de solución valorante. 
 
Error de titulación: 
El error de titulación es la diferencia entre el punto final y el punto de 
equivalencia. El error de titulación puede expresarse como la diferencia 
entre el volumen del reactivo valorante que corresponde al punto final y el 
volumen de ese reactivo correspondiente al punto de equivalencia. 
Et = Vf - Ve 
Vf: volumen de valorante en el punto final 
Ve: volumen de valorante en el punto de equivalencia 
Si lo expresamos como error relativo: 
𝐸𝑡 =
𝑉𝑓−𝑉𝑒
𝑉𝑒
 (1) 
también lo podemos expresar como: 
Et = ft - 1 
En el punto de equivalencia: 
nº mEa = nº mEb 
Na x Va = Nb x Vb  𝑉𝑏 = 
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
𝑁𝑏
 
reemplazando en (1) 
𝐸𝑡 =
𝑉𝑓−
𝑁𝑎 × 𝑉𝑏
𝑁𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
𝑁𝑏
=
𝑉𝑓× 𝑁𝑏−𝑁𝑎× 𝑉𝑏
𝑁𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
𝑁𝑏
=
𝑉𝑓× 𝑁𝑏−𝑁𝑎× 𝑉𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
= 
𝑉𝑓× 𝑁𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
−
𝑁𝑎× 𝑉𝑏
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎
 
es ft en el punto final 
 Et = ft - 1 
Un valor positivo del Et significa que el punto final se detectó después del 
punto de equivalencia y un valor negativo indica que el punto final se 
detectó antes del punto de equivalencia. 
El error de titulación puede deberse al indicador, a la concentración de 
valorante y si son ácidos o bases débiles al valor de Ka o Kb. 
 
 
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El uso de indicadores ácido - base está expuesto tanto a un error 
determinado como indeterminado. El primero tiene lugar cuando el intervalo 
de transición del indicador se aleja de las cercanías del pH correspondiente 
al punto de equivalencia. Este tipo de error se puede minimizar realizando 
una cuidadosa selección del indicador y la realización de una corrección 
mediante el empleo de un blanco. 
Las causas de error debidas al indicador pueden ser: 
• El indicador no cambia de color con el pH correspondiente al pH del 
punto de equivalencia, esto se agrava cuando el pH en el punto de 
equivalencia no ha sido correctamente calculado debido a otras 
reacciones que interfieren. Por ejemplo: se ha visto que el pH = 7,00 en 
el punto de equivalencia en la titulación de un ácido fuerte con una base 
fuerte, pero en la práctica en el laboratorio las soluciones pueden tener 
CO2 disuelto de la atmósfera y la curva de titulación se distorsiona por el 
equilibrio CO2 - HCO3-, por lo tanto el punto de equivalencia ocurre a pH 
4,50 - 5,00. Sabiendo esto uno puede elegir un indicador como el rojo 
de metilo (pH 4,40 - 6,20) en lugar del azul de bromotinol (pH 6,20 - 
7,60). 
• Debido a que los indicadores son ácidos o bases, modifican la acidez 
de la solución en la cual se introducen. Si la reacción del indicador con 
respecto al componente de la solución es demasiado grande el pH 
puede cambiar apreciablemente. La cantidad de H+ gastados o 
liberados para que un indicador cambie de una forma a la otra ha de ser 
despreciable, en comparación con la cantidad de ácido o base que 
intervienen en la reacción principal de valoración para no cometer un 
error importante, es por eso que la concentración de indicador debe ser 
la necesaria para que sea visible el cambio de color en el punto final y 
no mayor. 
La limitada capacidad del ojo humano para distinguir con precisión el punto 
en que ocurre el cambio de color de un indicador es una fuente de error 
indeterminado. La magnitud de este error aleatorio dependerá del cambio 
de pH por mL de valorante en la región del punto de equivalencia, de la 
concentración de indicador en el medio de valoración y de la sensibilidad del 
ojo humano para los dos colores del indicador. La incertidumbrevisual de un 
observador medio es de 0,5 a 1 unidad de pH. Se puede disminuir el error si 
se compara el color de la solución con el color de una solución de referencia 
limitando el rango a 0,1 unidad de pH. 
 
Cálculo del error de titulación para la valoración de un ácido fuerte con 
base fuerte: 
En la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte antes del punto de 
equivalencia tenemos: 
 HCl H+ + Cl- 
 HONa HO¯ + Na+ 
 
 
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 H+ + HO¯ H2O ecuación de la titulación 
Por BQ: [Na+] + [H+] = [Cl-] + [HO-] 
por BM: [Na+] = Cb en el punto final = 𝐶𝑏𝑓 =
𝑁𝑏 𝑉𝑏
𝑉𝑓
 
 [Cl-] = Ca en el punto final = 𝐶𝑎𝑓 =
𝑁𝑎 𝑉𝑎
𝑉𝑓
 
reemplazando (2) en la ecuación de BQ: 
 Cbf + [H+] = Caf + [HO-] 
dividiendo por Caf 
𝐶𝑏𝑓
𝐶𝑎𝑓
+
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
=
𝐶𝑎𝑓
𝐶𝑎𝑓
+
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
 
y sabiendo que: 
𝐶𝑏𝑓
𝐶𝑎𝑓
=
𝑁𝑏 𝑉𝑏
𝑉𝑓
𝑁𝑎 𝑉𝑎
𝑉𝑓
= 𝑓𝑡 
reemplazando por ft, la expresión queda: 
𝑓𝑡 +
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
= 1 +
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
 
𝑓𝑡 − 1 =
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
−
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
 
 Et 
por lo tanto, 
𝐸𝑡 = 𝑓𝑡 − 1 =
[𝑂𝐻−] − [𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
 
Para la titulación de una base fuerte con un ácido fuerte siguiendo el 
razonamiento anterior se llega a una expresión análoga: 
𝐸𝑡 = 𝑓𝑡 − 1 =
[𝐻+] − [𝑂𝐻−]
𝐶𝑏𝑓
 
Ejemplo: 
¿Cuál es el indicador más adecuado para valorar 25,00 mL de HCl 0,01 N 
con NaOH 0,01 N? 
1) anaranjado de metilo 3,1 - 4,4 pKa 3,5 
2) azul de bromotimol 6,0 - 7,6 pKa 7,1 
3) fenolftaleína 8,0 - 9,6 pKa 9,3 
Calculando el Et% podemos elegir aquel indicador con el cual se cometa 
menor error. En este caso, se puede considerar que el pH correspondiente 
al punto final será aquel que coincida con el valor del pKa del indicador en 
cuestión. Asimismo, al estar titulando un ácido, se puede usar el pH 
correspondiente al límite superior del intervalo de pH de transición del 
(2) 
 
 
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indicador. Si tuviéramos la curva pH = f (ft) podríamos interpolar del gráfico 
los valores de ft para valores de pH = pKa del indicador. 
𝐸𝑡% = (𝑓𝑡 − 1) × 100 =
[𝑂𝐻−] − [𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
× 100 
 
1) anaranjado de metilo 3,1 - 4,4 pKa 3,5 
pKa = 3,5  pH en el punto final = 3,5 
pH = 3,5  [H+] = 10–3,5 
pOH = 14,0 - 3,5 = 10,5  [HO-] = 10-10,5 
Por lo tanto: 
𝐸𝑡% =
10−10,5 − 10−3,5
0,01 2⁄
× 100 = − 6 % 
Notas: 
a) al ser las concentraciones iniciales iguales, la Caf es la mitad de la 
concentración inicial original, en este caso la dilución del valorando al 
alcanzar el punto de equivalencia es al medio. 
b) para el cálculo de la Et se asume que la Caf es igual a la que se alcanza en 
el punto de equivalencia. 
c) el signo del error nos indica si este es en exceso o en defecto, pero lo 
realmente importante es la magnitud del error. 
d) se usa comúnmente el Et % debido a que el Et suele ser un valor muy 
pequeño. 
2) azul de bromotimol 6,0 - 7,6 pKa 7,1 
pKa = 7,1  pH en el punto final = 7,1 
pH = 7,1  [H+] = 10,0 - 7,1 
pOH =14,0 - 7,1 = 6,9  [HO-] = 10-6,9 
En este caso el Et % es 9 x 10-4 que puede aproximarse 1 x 10-3 % para el 
azul de bromotimol. 
3) fenolftaleína 8,0 – 9,6 pKa 9,3 
pKa = 9,3  pH en el punto final = 9,3 
pH = 9,3  [H+] = 10,0 - 9,3 
pOH =14,0 - 9,3 = 4,7  [HO-] = 1 x 10-4,7 
El Et % = + 0,4 % para la fenolftaleína 
El error debido al indicador debe ser menor que 0,5 %; por consiguiente, el 
anaranjado de metilo es totalmente inadecuado ya que se comete un Et % = 
- 6 %; pero sí pueden emplearse la fenolftaleína y el azul de bromotimol, 
siendo este último el más adecuado por producir un error de titulación muy 
pequeño. 
 
 
 
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Cálculo del error de titulación para la valoración de un ácido débil con 
base fuerte: 
En la titulación de un ácido débil con base fuerte antes del punto de 
equivalencia tenemos: 
 AH A- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐴−] × [𝐻+] 
[𝐻𝐴]
 
 HONa HO- + Na+ 
 H+ + HO- H2O ecuación de titulación 
BQ: [Na+] + [H+] = [HO-] + [A-] 
BM: [Na+] = Cbf 
 Cbf + [H+] = [HO-] + [A-] 
dividiendo por Caf 
𝐶𝑏𝑓
𝐶𝑎𝑓
+
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
=
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
+
[𝐴−]
𝐶𝑎𝑓
 (3) 
sabiendo que: 
𝐶𝑏𝑓
𝐶𝑎𝑓
= 𝑓𝑡 reemplazando y reordenando (3): 
𝑓𝑡 = 
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
−
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
+
[𝐴−]
𝐶𝑎𝑓
 
 
𝑓𝑡 − 1 = 
[𝑂𝐻−]
𝐶𝑎𝑓
−
[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
+
[𝐴−]
𝐶𝑎𝑓
− 1 = 
[𝑂𝐻−]−[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
 +
[𝐴−]−𝐶𝑎𝑓
𝐶𝑎𝑓
 (4) 
 
por BM Caf = [A-] + [AH]  [AH] = Caf - [A-] 
El grado de ionización () es la relación de concentración de la especie a 
la que se hace referencia respecto del total de las especies generadas por 
un electrolito poco disociado (Ver guía de problemas Capítulo 3). 
𝛼0 = 
[𝐴−]
𝐶𝑎𝑓
= 
𝐶𝑎𝑓 − [𝐴
−]
𝐶𝑎𝑓
 
reordenando (4): 
𝑓𝑡 − 1 =
[𝑂𝐻−] − [𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
−
𝐶𝑎𝑓 − [𝐴
−]
𝐶𝑎𝑓
 
 0 
𝑓𝑡 − 1 =
[𝑂𝐻−]−[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
− 𝛼0 (5) 
Sabiendo que para un ácido débil: 
AH A- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐴−] × [𝐻+] 
[𝐻𝐴]
  [𝐻𝐴] = 
[𝐴−] × [𝐻+] 
𝐾𝑎
 
BM Ca = [AH] + [A-] 
 
 
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𝛼0 = 
[𝐴−]
𝐶𝑎𝑓
=
[𝐻𝐴]
[𝐻𝐴]+[𝐴−]
 (6) 
reemplazando [AH] en (6), posteriormente simplificando y multiplicando 
numerador y denominador por Ka se obtiene la siguiente expresión para 
calcular 0: 
𝛼0 = 
[𝐻+]
[𝐾𝑎]+[𝐻+]
 (7) 
reemplazando (7) en (5) obtenemos la ecuación para el cálculo del Et para 
la titulación de un ácido débil: 
𝐸𝑡 = 𝑓𝑡 − 1 =
[𝑂𝐻−] − [𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
−
[𝐻+]
[𝐾𝑎] + [𝐻+]
 
Para una base débil siguiendo el mismo razonamiento se llega a la siguiente 
expresión: 
𝐸𝑡 = 𝑓𝑡 − 1 =
[𝐻+] − [𝑂𝐻−]
𝐶𝑏𝑓
−
[𝑂𝐻−]
[𝐾𝑏] + [𝑂𝐻−]
 
Ejemplo: 
Calcular el Et % que se cometerá si se usa como indicador rojo de metilo en 
la titulación de 25,00 mL de un ácido débil 0,150 N con NaOH 0,150 N si el 
punto final se observa cuando el pH de la solución es 5,00. Ka = 2 x 10-5 
𝐸𝑡% = (𝑓𝑡 − 1) × 100 = (
[𝑂𝐻−]−[𝐻+]
𝐶𝑎𝑓
−
[𝐻+]
[𝐾𝑎]+[𝐻+]
) × 100 (8) 
El pH en el punto final = 5,00  [H+] = 1 x 10-5 
pOH =14,0 - 5,0 = 9,0  [HO-] = 1 x 10-9 
como NA = NB  𝐶𝐴𝑓 =
0,150
2
 y remplazando los datos en (8) 
Et% = -33 % 
Un error de titulación tan grande (- 33,3 %) indica que el rojo de metilo es un 
indicador totalmente inadecuado para la titulación. 
 
Índice de agudeza: 
La inclinación de la curva de titulación se puede obtener mediante la 
pendiente de la misma, 
𝑆 =
∆𝑝𝐻
∆𝑓𝑡
 
Al observar las curvas de titulación vemos que la pendiente es mínima 
cuando se ha neutralizado el 50 % del valorando (ft = 0,5) y es máxima en el 
punto de equivalencia (ft = 1). El valor de la pendiente de la curva de 
valoración en el punto de equivalencia se lo conoce como índice de 
agudeza. 
 
 
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 = (
∆𝑝𝐻
∆𝑓𝑡
)
𝑝.𝑒.
 
Se lo utiliza para decidir la factibilidad de una valoración y elegir la 
metodología adecuada, respecto a la detección del punto final. Es útil para 
decidir si se usa un indicador interno o un potenciométro para decidir el 
punto final de la valoración o realizar una volumetría en medios no acuosos. 
Para ácidos o bases fuertes la expresión que se utiliza para calcularlo es: 
 = 2 × 106
𝑁𝑎 × 𝑁𝑏
𝑁𝑎 + 𝑁𝑏
 
si Na = Nb = 0,1  = 1 x 105  log  5 
si Na = Nb = 0,01  = 1 x 104  log  4 
Cuando N disminuye 10 veces el  disminuye en igual valor. El log  se 
aproxima al salto de la curva, indica la cantidad de unidades de pH que 
tiene el salto. 
Para ácidos débiles la expresión es: 
 = 0,2 √
𝑁𝑎 × 𝑁𝑏
𝑁𝑎 + 𝑁𝑏
×
𝐾𝑎
𝐾𝑤
 
y para bases débiles es 
 = 0,2 √
𝑁𝑎 × 𝑁𝑏
𝑁𝑎 + 𝑁𝑏
×
𝐾𝑏
𝐾𝑤
 
Para un ácido débil cuya Ka es 1 x 10-5 y Na = Nb = 0,1 
 = 1400y log = 3,1 
El índice de agudeza en las titulaciones corrientes debe tener un valor 
superior a 1000, especialmente al utilizar indicadores visuales para revelar 
el punto final. Cuando el índice de agudeza está entre 100 y 1000 no 
pueden utilizarse indicadores de pH, el punto final debe determinarse 
potenciométricamente. De esta manera, las medidas de pH se efectúan con 
una aproximación de ± 0,1 unidades de pH. Finalmente, cuando el índice de 
agudeza es menor a 100 se deben realizar titulaciones en medios no 
acuosos las cuales permiten exaltar la acidez o basicidad de la especie a 
valorar. 
Ejemplo: 
El verde de bromocresol tiene una zona de viraje de 5,2 a 6,8. Demuestre 
por cálculo si es el indicador adecuado para titular 50,00 mL de NaOH 0,100 
N con HCl 0,100 N. Calcule el índice de agudeza y saque conclusiones. 
 = 2 × 106
𝑁𝐴 × 𝑁𝐵
𝑁𝐴 + 𝑁𝐵
= 2 × 106
0,100 × 0,100
0,100 + 0,100
 
 
 
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 = 105 log  = 5  el salto de pH en esta titulación es de 5 unidades de 
pH. Como se trata de la titulación de una base fuerte con ácido fuerte el pH 
en el punto de equivalencia es 7,0. 
Por lo tanto: 
pH = 7,0 + 2,5 = 9,5 
pH = 7,0 - 2,5 = 4,5 
Este valor indica que en esta titulación el salto de pH está comprendido 
entre valores de pH 9,5 y 4,5. Por consiguiente, el verde de bromocresol 
puede emplearse, debido a que su zona de viraje está comprendida dentro 
de dicho rango. 
 
 
 
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Titulación de ácidos polipróticos: 
Las curvas de valoración para soluciones de ácidos o bases polifuncionales 
tendrán múltiples puntos de inflexión con tal que los grupos ácidos o básicos 
difieran suficientemente en la fuerza, tales curvas pueden tener más de un 
punto final aprovechable. Cuando las sucesivas constantes difieren en un 
factor de 1000 o mayor no hay inconveniente en usar métodos aproximados 
en los cálculos. Por ejemplo, para un ácido AH2 donde Ka1/Ka2  103, se 
puede despreciar la influencia de la segunda disociación en la obtención de 
los puntos cercanos al primer punto de equivalencia, es decir [A2-] es lo 
suficientemente pequeño con respecto a [AH-] y [AH2] 
AH2 AH- + H+ (1) 
AH- A2- + H+ (2) 
Luego del primer punto de equivalencia el equilibrio (2) es predominante por 
lo tanto, la disociación básica de AH- puede despreciarse, es decir [H2A] es 
muy pequeño respecto a [AH-] o [A2-] 
AH- + H2O AH2 + HO- 
Al inicio de la valoración cuando no se ha agregado valorante el pH se 
calcula únicamente con el equilibrio correspondiente a la primera 
disociación: 
AH2 AH- + H+ 𝐾𝑎1 =
[𝐴𝐻−]×[𝐻+]
[𝐻2𝐴]
 
Cuando se comienza a agregar solución valorante se obtiene la solución 
reguladora formada por HA/A-, el pH se calcula según: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎1 + log
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
En el primer punto de equivalencia la especie predominante es el anfolito 
AH-, que se comporta como ácido y como base, por lo cual el pH estará 
dado por: 
[𝐻+] = √𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 
pH= ½ (pKa1 + pKa2) 
Luego del primer punto de equivalencia, se titula AH- según: 
AH- + HO- H2O + A2- 
se forma un buffer compuesto por HA-/A2-, para el cálculo de pH se usa Ka2: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎2 + log
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
En el segundo punto de equivalencia se tiene una solución de Na2A de 
concentración C molar por lo tanto el pH estará dado por la hidrólisis básica 
de A2- (se aproxima considerando la primera etapa de hidrólisis). Los 
cálculos se realizan según: 
A2- + H2O AH- + HO- 𝐾𝑏1 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎2
=
[𝑂𝐻−]×[𝐴𝐻−]
[𝐴2−]
 
se calcula el pOH y luego el pH. 
 
 
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Para que las etapas de la titulación de un ácido poliprótico sean claras, las 
sucesivas constantes deben diferir en un factor de por lo menos 104. El 
ácido maléico posee valores de pKa que difieren en 4,3 unidades, se lo 
puede titular en dos etapas claramente diferenciadas. El ácido oxálico cuyos 
valores de pKa difieren en tres unidades no presenta dos etapas bien 
delineadas en la curva de valoración. 
El H3PO4 es un ácido triprótico cuyos valores de pKa son 2,12; 7,21 y 12,32. 
H3PO4 H2PO4- + H+ Ka1 
H2PO4- H PO42- + H+ Ka2 
HPO42- PO43- + H+ Ka3 
 
 
Figura 4. Curva de titulación del ácido fosfórico: 50,0 mL de ácido 0,1000 M 
titulados con una base fuerte 0,1000 M. A: inicio de la titulación; B: punto 
medio del primer punto de equivalencia; C, primer punto de equivalencia; D: 
punto medio del segundo punto de equivalencia; E: segundo punto de 
equivalencia; F: punto medio del tercer punto de equivalencia; G: tercer punto 
de equivalencia. 
En la figura 4 se observa la curva de titulación correspondiente al ácido 
fosfórico. En el primer punto de equivalencia, alrededor de pH 4,62 el valor 
de pH /V es muy grande, el rojo de metilo o verde de bromocresol son 
indicadores adecuados para esta etapa. En el segundo punto de 
equivalencia alrededor de pH 9,72 el valor de pH /V no es tan grande 
porque el H2PO4- es un ácido más débil que el H3PO4. Se puede utilizar 
fenolftaleína o timolftaleína para detectar este punto de equivalencia. El 
tercer ácido, el HPO42- es demasiado débil para poder titularlo, en 
 
 
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consecuencia el pH /V es muy pequeño, por lo cual dicha titulación no es 
factible. El valor de la constante de equilibrio para la reacción: 
HPO42- + HO- PO43- + H2O 
es sólo de 
4,8 ×10 −13
1×10−14 
= 48 
En este caso hay dos saltos bien definidos y cualquiera de los dos 
indicadores es adecuado para ser usado con fines analíticos. El tercer 
protón del H3PO4 al disociarse tan poco, no produce un salto analíticamente 
aprovechable en la práctica. 
 
Titulación de bases polifuncionales: 
La deducción de una curva de titulación de una base polifuncional es similar 
a la de ácidos polifuncinales o polipróticos. Por ejemplo, la titulación de una 
solución de carbonato de sodio con ácido clorhídrico: 
CO32- + H2O OH- + HCO3- 𝐾𝑏1 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎2
= 
[𝑂𝐻−]× [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐶𝑂3
2−]
 
 
HCO3- + H2O OH- + H2CO3 𝐾𝑏2 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
= 
[𝑂𝐻 −]× [𝐻2𝐶𝑂3]
[𝐻𝐶𝑂3
−]
 
Antes de comenzar la titulación se tiene una solución de una base débil, en 
este caso el carbonato, y los cálculos se realizan a partir de Kb1. Al 
comenzar el agregado de ácido clorhídrico se forma un buffer, cuyos 
constituyentes son bicarbonato/carbonato. Cuando se alcanza el primer 
punto de equivalencia, el bicarbonato es la especie predominante, esto 
ocurre alrededor de pH 8,40. Al continuar añadiendo ácido, se forma un 
nuevo buffer cuya composición es bicarbonato/ácido carbónico, en este 
momento la reacción está gobernada por Kb2. El segundo punto 
estequiométrico se obtiene alrededor de pH 3,90 y la solución está 
compuesta por ácido carbónico y cloruro de sodio y los cálculos se realizan 
a partir de Ka1. 
 
 
 
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Titulación de aminoácidos: 
Los aminoácidos son moléculas biológicas importantes y son las unidades 
estructurales de péptidos y proteínas. Son sustancias anfóteras que 
contienen grupos ácidos y básicos en su molécula. El grupo ácido es un 
ácido carboxílico y el grupo básico es un grupo amino. En solución acuosa 
los aminoácidos sufren una transferencia interna del protón del grupo ácido 
al grupo amino, formándose un zwitterion: 
 
Debido a su carácter anfótero pueden ser titulados tanto con ácidos como 
con bases fuertes. Se puede considerar al ácido conjugado del zwitterion 
como un ácido diprótico con las siguientes etapas de ionización: 
 
Los valores de las constantes de acidez para los aminoácidos están 
tabulados correspondiendo el valor de Ka1 a laionización del ácido 
conjugado del zwitterion y el segundo valor (Ka2) a la ionización del 
zwitterion para dar la base conjugada del mismo. 
El pH de una solución de zwitterion se calcula de forma análoga a las 
soluciones de anfolitos, (ver guía de problemas). 
Los cálculos de pH en las curvas de titulación de aminoácidos se realizan de 
la misma forma que para ácidos o bases polipróticos. Al titular el zwitterion 
de un aminoácido con un ácido fuerte, se forma un buffer constituido por el 
zwitterion (la sal) y el ácido conjugado del zwitterion. Cuando se ha titulado 
el 50 % del mismo el pH = pKa1. Al alcanzar el primer punto de equivalencia 
la solución está constituida por el ácido conjugado del zwitterion y el pH se 
determina con Ka1. Cuando el zwitterion se titula con una base el buffer 
estará formado por el zwitterion (que ahora es el ácido) y la base conjugada 
del zwitterion (la sal), cuando la fracción titulada es la mitad, el pH = pKa2 y 
al alcanzar el punto de equivalencia la solución estará constituida por la 
base conjugada y el pH se determina a partir de Kb = Kw/Ka2. 
Los aminoácidos pueden contener más de un grupo carboxílico o grupo 
amino, en estos casos las curvas de titulación tendrán más de un salto si los 
valores de sus constantes ácidas o básicas difieren en un factor de 104. 
 
 
 
 
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Preparación y contraste de valorantes ácidos y básicos: 
Solución de H2SO4 0,05 N: 
El H2SO4, el HCl, el HNO3, el ácido acético, son soluciones concentradas de 
los ácidos respectivos. Son líquidos, por lo que resulta más fácil medir un 
volumen que realizar una pesada. 
El H2SO4 concentrado es 96 % y 1 L pesa 1,84 kg. 
𝑉 =
𝑉𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 𝑁𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 𝑚𝐸𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 100
% 𝑥 𝛿
 
𝑉 =
500 𝑥 0,05 𝑥 (98,079 2000)⁄ 𝑥 100
96 𝑥 1,84
 
V = 0,69406 mL = 0,7 mL 
Se deberá medir 0,7 mL de ácido sulfúrico concentrado con pipeta graduada 
de 1 mL. En primer lugar, en un recipiente de 500 mL (probeta con tapa) se 
añade agua destilada hasta las tres cuartas partes de su capacidad, se 
agrega el ácido concentrado, se agita y cuando la temperatura de la 
solución esté cercana a la del ambiente, se completa a volumen con agua 
destilada. Se cierra el recipiente y se homogeniza muy bien la solución. 
Para el contraste de H2SO4 0,05 N el patón primario a emplear es el bórax. 
En el cálculo del mEbórax debemos tener en cuenta que en agua se comporta 
del siguiente modo: 
 B4O7Na2.10H2O B4O72- + 2 Na+ + 10 H2O 
 B4O72- + 7 H2O 2 BO3H3 + 2 B(OH)4- 
 2 B(OH)4- 2 BO3H3 + 2 OH- 
si se trabaja con una bureta de 25 mL, la cantidad de bórax a pesar será: 
p = 4/5 x Vbureta x NValorante x (mEbórax) 
p = 4/5 x 25 x 0,05 x (381,37/2000) = 0,19069 
p = 0,1907 g 
Se pesa por diferencia, en balanza analítica, alrededor de 0,1907 g de bórax 
trasvasándolo cuantitativamente a un Erlenmeyer de 250 mL, se disuelve en 
aproximadamente en 40 - 60 mL de agua destilada, se agregan IV gotas del 
indicador, rojo de metilo, y se realiza el contraste. El indicador rojo de metilo 
cambia de color entre pH 6,2 y 4,4; de color anaranjado amarillento al rojo. 
Realizar la determinación por triplicado. 
Una vez alcanzado el punto final se lee el volumen gastado, se hacen las 
correcciones por temperatura y calibrado de material volumétrico, se calcula 
una normalidad por cada determinación, por último, se calcula el promedio y 
con el valor de normalidad correctamente expresado se rotula el frasco. En 
el rótulo debe indicarse qué sustancia es, la concentración y fecha de 
preparación. 
 
 
 
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Solución de NaOH 0,08 M: 
El NaOH sólido de calidad analítica se presenta en general en forma de 
lentejas de color blanco, las que se caracterizan por su alta higroscopicidad, 
cambiando continuamente su composición química por reaccionar con el 
CO2 del aire formando Na2CO3, este fenómeno llamado carbonatación 
constituye la principal fuente de impurezas tanto del sólido como de sus 
soluciones. 
En el caso particular del NaOH, y para eliminar el problema de la 
carbonatación, se prepara una solución altamente concentrada que servirá 
como solución madre para la posterior preparación de soluciones valorantes 
secundarias de NaOH. Esta solución se conoce con el nombre de solución 
Sörensen, y contiene un peso determinado de NaOH disuelto en igual peso 
de agua destilada, recientemente hervida y enfriada. El título de esta 
solución oscila entre 18 y 19 N, según la cantidad de Na2CO3, que se haya 
formado. 
Preparación y contraste de un litro de solución Sörensen: 
El primer paso consiste en hervir aproximadamente dos litros de agua 
destilada durante 20 minutos para eliminar todo el dióxido de carbono, 
posteriormente se la deja enfriar tapada (para que no se vuelva a 
carbonatar). La disolución del hidróxido de sodio es una reacción muy 
exotérmica por lo que es conveniente colocar el vaso de precipitados donde 
se lo disolverá en recipiente que permita la continua circulación de agua fría, 
así se acelera la disolución del hidróxido de sodio. Una vez disuelto, se 
trasvasa a una probeta y se lleva a volumen. Una vez homogeneizada la 
solución se la envasa en un recipiente de plástico con cierre hermético. Para 
realizar su contraste se debe preparar una dilución empleando pipeta y 
matraz aforado. El patrón primario a usar y el procedimiento a emplear son 
iguales a los que se detallan a continuación para contrastar la solución de 
hidróxido de sodio 0,08 N. 
La cantidad de hidróxido de sodio a pesar se calcula de la siguiente manera: 
p = 1000 mL x 18 N x mENaOH 
Para realizar el contraste se puede efectuar una dilución al centésimo o 
mayor: 
𝑁𝑆ö𝑟𝑒𝑛𝑠𝑒𝑛 × 𝑉𝑆ö𝑟𝑒𝑛𝑠𝑒𝑛 = 𝑁𝑑𝑖𝑙 × 𝑉𝑑𝑖𝑙 
dil: se refiere a la dilución de solución Sörensen a preparar para el contraste 
¿Cuántos mililitros de dicha dilución prepararía? 
El CO2 del aire, a medida que se va incorporando a la solución genera 
Na2CO3, el cual inmediatamente precipita y permanece sedimentado, por lo 
que la solución concentrada de NaOH permanece químicamente pura. Esta 
solución de aspecto blanquecino, densa y viscosa (su densidad es 
aproximadamente 1,5 g/mL), contiene sólo en solución NaOH y en el fondo 
del recipiente el sedimento de carbonato de sodio, para retirar una alícuota 
se debe pipetear la solución teniendo el cuidado de no remover el 
sedimento ni retirar solución del fondo del envase. Si esto ocurriera la 
 
 
CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 40 
 
alícuota medida estará contaminada con Na2CO3. Esta es la única solución 
que no debe agitarse antes de extraer una porción del frasco. 
Preparación de 500 mL de solución 0,08 N de NaOH a partir de solución 
Sörensen 18,2 N: 
V x N = V’ x N’ 
500 mL x 0,08 N= V’ x 18,2 N = 2,1978 = 2,2 mL 
La técnica de preparación consiste en añadir, en un recipiente de 500 mL de 
capacidad, agua destilada recientemente hervida y enfriada hasta las tres 
cuartas partes de su volumen y agregar 2,2 mL de solución Sörensen, 
medidos con pipeta graduada, completándose a volumen con agua cuando 
alcanzó la temperatura ambiente y se homogeniza la solución invirtiendo 
repetidas veces el recipiente. 
En este caso el patrón primario a usar es el biftalato de potasio: 
 
 
La cantidad a pesar de patrón primario para llevar a cabo el contraste de la 
solución preparada, trabajando con bureta de 25 mL será: 
p = 4/5 x Vbureta x NValorante x mEpp 
p = 4/5 x 25 x 0,08 x (204,229/1000) = 0,3268 g 
Se pesa exactamente alrededor de 0,3268 g de patrón primario por 
diferencia, se lo transvasa cuantitativamente a un Erlenmeyer de 250 mL. 
Se disuelve en 40 - 50 mL de agua destilada, se añaden III gotas de 
fenolftaleína y se titula hasta viraje del indicador. 
NOTA: El biftalato de potasio es una droga sólida anhidra, para mantenerla libre de 
humedad debeconservarse en desecador. 
 
Conservación de soluciones valorantes ácidas y/o básicas: 
- Las soluciones alcalinas deben conservarse en frascos de plásticos, 
porque al atacan la sílice y los silicatos insolubles componentes del vidrio, 
disminuyendo así la concentración de la solución alcalina. 
- Se debe evitar el contacto de las soluciones de bases fuerte con el aire 
para que no se carbonaten.