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Valoración ácido-base:
Tanto en los procesos industriales como en el laboratorio, es muy frecuente hallar la cantidad de acido o de base que hay en una muestra. La volumetría, titulación o valoración ácido-base, es un método de análisis químico que permite determinar la concentración desconocida de una disolución ácida (o básica) formada a partir de la muestra, llamada disolución problema, mediante una disolución básica (o ácida) de concentración conocida, llamada disolución patrón.
El procedimiento experimental consiste en colocar en el matraz erlenmeyer un volumen conocido de la disolución que queremos valorar, y desde la bureta, dejamos caer gota a gota la disolución patrón, hasta que llegamos a un punto, denominado punto de equivalencia, en donde no queda en la muestra ni ácido ni base libre. En ese punto se contrarrestan (igual nº de moles) los iones H3O+ aportados por el ácido y los OH- aportados por la base. Para un ácido de concentración Ma, y cuya valencia es a v , y una base de concentración Mb , y cuya valencia es b v :nº de moles H3O+ = va ?Ma ?Va nº de moles OH-= vb ?Mb ?Vb
El punto de equivalencia se alcanzará cuando va ?Ma ?Va = vb ?Mb ?Vb
Cálculo experimental del punto de equivalencia:
Para determinar experimentalmente el momento en que se alcanza el punto de equivalencia, añadimos a la disolución inicial unas gotas de indicador. El momento en que apreciamos un cambio en el color del indicador se llama punto final de la valoración.
El punto de equivalencia y el punto final de la valoración nunca pueden coincidir, porque el primero es un punto teórico, mientras que el segundo es un punto experimental. Una buena valoración será aquella en la que, mediante la elección adecuada del indicador, el punto final se aproxime mucho al punto de equivalencia. Cuánto más cerca esté el punto final del punto de equivalencia, cometeremos un error menor en la determinación de la concentración de la disolución problema.

Cálculo experimental del punto de equivalencia:
Para determinar experimentalmente el momento en que se alcanza el punto de equivalencia, añadimos a la disolución inicial unas gotas de indicador. El momento en que apreciamos un cambio en el color del indicador se llama punto final de la valoración.
El punto de equivalencia y el punto final de la valoración nunca pueden coincidir, porque el primero es un punto teórico, mientras que el segundo es un punto experimental. Una buena valoración será aquella en la que, mediante la elección adecuada del indicador, el punto final se aproxime mucho al punto de equivalencia. Cuánto más cerca esté el punto final del punto de equivalencia, cometeremos un error menor en la determinación de la concentración de la disolución problema. HIDRÓLISIS DE SALES
Por hidrólisis (rotura del agua) se entiende la reacción que ocurre entre las moléculas de agua y los iones procedentes de ladisolución de ciertas sales.Al disolver una sal en agua, se disocia en cationes y aniones, que se reparten entre las moléculas de agua. Según las características de estos iones, pueden tener dos comportamientos distintos:
-Los iones procedentes de ácidos fuertes (sus bases conjugadas, que son muy débiles) o de bases fuertes (sus ácidos conjugados, muy débiles), no reaccionan con el agua, no producen hidrólisis. Estos iones simplemente se hidratan
-Los iones procedentes de ácidos o bases débiles (sus bases o ácidos conjugados), reaccionan con el agua, producen hidrólisis, originando H3O+ u OH- , y modificando el pH de la disolución.
3.5.1.Sales de ácido fuerte-base fuerte (por ejemplo: NaCl)
Al disolverse, el NaCl se disocia en Na+ (ácido conjugado de NaOH, base fuerte), y Cl- (base conjugada de HCl, ácido fuerte). ninguno de estos iones reacciona con el agua, no se produce hidrólisis. No se liberan en la disolución iones hidronio ni hidróxido, por lo que el pH de la disolución será neutro, 7.
3.5.2.Sales de ácido fuerte-base débil (ejemplo: NH4Cl )
Al disolverse, el cloruro de amonio se disocia en NH4 + (ácido conjugado de NH3, base débil), y Cl- (base conjugada de HCl, ácido fuerte). El anión Cl- no produce hidrólisis, pero el NH4 + sí reacciona con el agua
NH4 + + H2O ?? NH3 + H3O+ liberando iones H3O+ . Por lo tanto, la disolución se volverá ligeramente ácida (pH < 7)
3.5.3.Sales de ácido débil-base fuerte (ejemplo: NaCH3COO)
Al disolverse, el acetato de sodio se disocia en Na+ (ácido conjugado de NaOH, base fuerte), y CH3COO- (base conjugada de CH3COOH, ácido débil). El catión Na+ no produce hidrólisis, pero el CH3COO- sí reacciona con el agua CH3COO- + H2O ?? CH3COOH + OH- liberando iones OH- . Por lo tanto, la disolución se volverá ligeramente básica (pH > 7)
3.5.4.Sales de ácido débil-base débil (ejemplo: NH4CH3COO , NH4 CN)
Vemos que, al disolver una sal de este tipo en agua, los dos iones formados producirán hidrólisis:
saber si el pH resultante será ácido o básico, debemos comparar las constantes de ambas reacciones de hidrólisis. Aquella con mayor valor de K, decidirá la acidez o basicidad de la disolución.

Concepto de pH
La medida de la acidez o basicidad de una disolución nos la da la concentración iones hidronio [H3O+] presentes en la misma. Dado que las disoluciones más usuales son muy diluidas, tendremos que trabajar con números muy pequeños, y potencias de 10 de exponente negativo.
Para evitar esto, se define el concepto de pH, mediante la operación: ph=-log[h3O+]
Análogamente, definimos:pOH=-log[OH-]
La misma operación matemática podemos aplicarla a la
constante de acidez o basicidad
A partir del producto iónico del agua, es fácil probar,aplicando logaritmos, que, a una temperatura de 25 ºC, pH+pOH=14
En general, a cualquier temperatura, se cumple que pH+pOH=pKw

grado disociacion #=x(ndisociados)/c(ntotaliniciales)|| A--2B (n(1-#)--2n#)|

|A--B+C(n(1-#)--n#+n#)||2A--B+C(n(1-#)--n#/2+n#/2)|

|2A+B--2C(n(1-2#)+n(1-#)--2n#|||pH=-log[H3O+]|| v·M·V=v·M·V|

| acf-baf pH=7/ acf-bad pH<7/acd-baf pH>7/acd-bad depende de Ka y Kb