3 QUIMICA Schaum

TITULACIÓN 283
que no afectan el pH de la disolución. El pH de la disolución determina la relación de la forma ácida y la forma de base
conjugada del indicador. Cada forma del indicador tiene un color definido, de modo que es fácil observar el cambio de
ácido a base conjugada, como la forma dominante en la disolución; es decir, el indicador del pH de esa disolución. Si
la disociación ácida del indicador se escribe de la siguiente manera:
HIn H In entonces, [H ] K a(indicador) [HIn]
[In ]
(17-11)
Si la relación es mayor que aproximadamente 10:1, el color aparecerá como en la forma HIn, la forma ácida. Si la
relación es menor que aproximadamente 0.1, el color será el de la forma básica, In − . En general, el cambio de color es
gradual, que pasa por la mezcla de los colores. Por ejemplo, si los colores extremos son amarillo y azul, el color intermedio
tendrá un cambio gradual de amarillo-verdoso a verde y a azul-verde. El cambio gradual sucede en un margen
de 100 en [H + ], es decir, unas 2 unidades de pH, y el valor de pK a será intermedio del intervalo. Se conoce una clase
de indicadores, cada uno con su propio pK a e intervalo de cambio de color. (Observe que cuanto mayor sea la diferencia
de intensidad en los colores de las formas ácida y básica, el pK a estará menos cercano al valor central.)
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS DÉBILES
Cuando son posibles varias ionizaciones, como en H 2 S, H 2 CO 3 y H 3 PO 4 , cada una tiene su propia constante de equilibrio,
K 1 , K 2 , etc. Los subíndices son números que representan las etapas de ionización comenzando con la ionización
de la molécula (K 1 ) y continuando en orden (1, 2, 3, etc.). El H 2 S se ioniza en etapas:
Primera ionización: H 2 S H HS K 1 [H ][HS ]
[H 2 S
Segunda ionización: HS H S 2 K 2 [H ][S 2 ]
[HS ]
(17-12)
(17-13)
La constante de la segunda ionización de los ácidos polipróticos siempre es menor que la de la primera ionización (K 2
< K 1 ); la de tercera ionización, K 3 , es todavía menor, y así sucesivamente.
Se debe aclarar en este momento que [H + ] es la concentración real de iones hidrógeno en disolución, independientemente
de su origen. En una mezcla acuosa que contenga más de un ácido, los distintos ácidos contribuyen a la concentración
de ion hidrógeno, pero sólo hay un valor de [H + ] en cualquier disolución. Ese valor debe satisfacer en forma
simultánea las condiciones de equilibrio para todos los distintos ácidos presentes. Aunque parecerá complicado resolver
un problema en el que haya muchos equilibrios, se pueden hacer simplificaciones cuando todas las fuentes, excepto
una, hacen aportaciones suficientemente pequeñas como para considerarlas insignificantes (en este libro, menos de
10%) frente a la concentración total del ion.
En el caso de los ácidos polipróticos, con frecuencia K 1 es tantas veces mayor que K 2 que sólo necesita tenerse en
cuenta K 1 para calcular [H + ] en una disolución del ácido. Puede ser que los ejemplos donde se haga esta hipótesis,
en problemas resueltos específicos de esta sección, no se incluya el razonamiento.
Otro problema interesante es el cálculo de la concentración del ion divalente (2 − ) en una disolución de un ácido
poliprótico débil, cuando la [H + ] total se deba esencialmente a un ácido más fuerte presente en la disolución o a una
disolución reguladora. En ese caso lo mejor es calcular la concentración del ion divalente multiplicando las ecuaciones
de K 1 y K 2 . También aquí, con el ejemplo del H 2 S, se observa lo siguiente:
K 1 K 2 [H ][HS ]
[H 2 S
[H ][S 2 ]
[HS
[H ] 2 [S 2 ]
[H 2 S
(17-14)
TITULACIÓN
Cuando se agrega una base en pequeñas cantidades a la disolución de un ácido, el pH de la disolución aumenta con
cada adición de la base. Cuando se hace una gráfica de pH en función de la cantidad agregada de la base, el aumento
más rápido sucede en el punto de equivalencia (cuando el ácido está exactamente neutralizado). La región del aumen-