Titulación

Concepto:
La titulación es un método que nos permite determinar el punto final de una reacción y por consiguiente la cantidad exacta de un reactivo en el frasco del titulación. Se usa una bureta para liberar el segundo reactivo al frasco y un indicador o el pH-Metro para detectar el punto final de la reacción.

Diferencia ácido fuerte y ácido debil

Se llama ácido fuerte, aquel ácido que se disocia completamente en solución a temperatura y presiones constantes. En esas condiciones, la concentración de un ácido fuerte es igual a la concentración de iones de hidrógeno. La ecuación para la completa disociación de un ácido fuerte es:

HA → H+ + A-

en donde el ácido libera iones y una base conjugada en concentraciones iguales.

HA = H+ = A-; pH = -log[H+].

Por ejemplo,

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

La constante de disociación de un ácido fuerte en comparación con ácidos débiles es igual al de la concentración de hidronio expresada en el término logarítmico: pKa < -1.74. Algunos ácidos fuertes conocidos son el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico, el ácido nítrico y el ácido perclórico.


Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos.
Si el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H + y negativos A − , formando un equilibrio ácido-base:

Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la constante de acidez, cuya expresión es:

Cuanto mayor es el valor de Ka, más se favorece la formación de iones H + , y más bajo es el pH de la disolución. La Ka de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una constante Ka menor de 1,80×10-16 son ácidos más débiles que el agua. Los ácidos con una constante Ka de más de 55,50 se consideran ácidos fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua