Senyal a l'enunciat: "Es valoren X mL d'una dissolució amb Y mL de...", "Calcula la concentració de l'àcid a partir de la valoració...", "Quin indicador és l'adequat per a..."

ℹ️ Idea clau del bloc: en una valoració has de separar sempre tres nivells: estequiometria per trobar el punt d'equivalència, espècie en excés per saber què queda a la dissolució, i hidròlisi de la sal per interpretar el pH quan l'àcid o la base són febles.

Què és una valoració àcid-base?

Una valoració (o titulació) és una tècnica analítica que permet determinar la concentració d'un àcid o d'una base en dissolució afegint-hi gradualment una dissolució de concentració coneguda (dissolució patró o valorant) fins a arribar al punt d'equivalència.

Notació que farem servir

• Analit: dissolució problema, la de concentració desconeguda.
• Valorant: dissolució patró, la de concentració coneguda que s'afegeix des de la bureta.
• $V_a$: volum inicial de l'analit.
• $V_b$: volum de valorant afegit.
• $V_{eq}$: volum de valorant necessari per arribar al punt d'equivalència.

No confonguis punt d'equivalència i punt final. El punt d'equivalència és estequiomètric; el punt final és el viratge experimental de l'indicador. Han de quedar tan a prop com sigui possible, però NO són exactament el mateix concepte.

Tècnica experimental

1. Bureta: conté la dissolució patró (p. ex. $\text{NaOH}$)
2. Erlenmeyer: conté la dissolució problema (p. ex. $\text{HCl}$ de concentració desconeguda) amb unes gotes d'indicador
3. S'afegeix el patró gota a gota fins al viratge de l'indicador
4. Es llegeix el volum gastat a la bureta

📊 Diagrama: Esquema d'un muntatge de valoració àcid-base amb bureta, erlenmeyer, indicador i agitador magnètic

Punt d'equivalència

El punt d'equivalència és l'instant en què l'àcid i la base han reaccionat en la proporció estequiomètrica exacta.

$$\nu_{\text{àcid}}\,n_{\text{àcid}} = \nu_{\text{base}}\,n_{\text{base}}$$

Per a una valoració àcid-base monopròtica (estequiometria 1:1):

$$C_a \cdot V_a = C_b \cdot V_{eq}$$

On $C$ és la concentració molar i $V$ el volum.

Punt d'equivalència ≠ punt de neutralització a pH 7. El pH en el punt d'equivalència depèn de la naturalesa de l'àcid i la base:

Abans, a l'equivalència i després

En una corba de valoració, la pregunta clau és sempre: quina espècie domina en cada regió?

📊 Diagrama: Corba de valoració àcid fort amb base forta amb tres zones: abans, equivalència i després del punt d'equivalència

Indicadors àcid-base

Un indicador és un àcid o base feble que canvia de color segons el pH. Cada indicador té un rang de viratge (interval de pH on canvia de color).

Criteri de selecció: l'indicador adequat és aquell el rang de viratge del qual queda dins del salt brusc de pH i, en particular, inclou el pH del punt d'equivalència.

Error clàssic: triar l'indicador pel costum i no per la corba. Si el rang de viratge queda fora del salt de pH, el viratge arriba abans o després del punt d'equivalència real.

Corbes de valoració

Una corba de valoració representa el pH de la dissolució en funció del volum de patró afegit.

Característiques de la corba àcid fort + base forta:

• Comença a pH baix (àcid fort)
• Augmenta lentament, després puja bruscament al voltant del punt d'equivalència
• La zona de salt brusc és molt gran (pH $\approx 3$ a $\approx 11$)
• Després del punt d'equivalència, el pH augmenta lentament

Diferències amb àcid feble + base forta:

• El pH inicial és més alt (àcid feble no es dissocia completament)
• Apareix una zona tampó abans del punt d'equivalència (mescla d'àcid feble i sal)
• El salt és més petit i desplaçat cap a pH $> 7$
• El punt d'equivalència se situa a pH $> 7$

En general:

• Àcid fort + base forta: salt molt marcat al voltant de $pH = 7$.
• Àcid feble + base forta: zona tampó i equivalència a $pH > 7$.
• Àcid fort + base feble: la corba es desplaça i l'equivalència queda a $pH < 7$.

📊 Diagrama: Comparativa de dues corbes de valoració: àcid fort amb base forta i àcid feble amb base forta, mostrant diferències en salt brusc, zona tampó i pH al punt d'equivalència

Hidròlisi salina i naturalesa de les sals

La sal formada al punt d'equivalència pot ser neutra, àcida o bàsica segons d'on provingui:

Exemple típic d'hidròlisi d'una sal bàsica:

$$\text{CH}_3\text{COO}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH}(aq) + \text{OH}^-(aq)$$

Idea important: dir que una sal és "d'àcid fort" o "de base feble" NO descriu la sal per si sola; el que importa és identificar quin ió és conjugat d'una espècie feble i, per tant, pot hidrolitzar-se.

📊 Diagrama: Esquema-resum dels quatre tipus de sals i la seva naturalesa en dissolució segons la hidròlisi dels ions

Exemple resolt 1: Càlcul de concentració

Es valoren $25{,}0\;\text{mL}$ d'una dissolució d'àcid clorhídric amb $\text{NaOH}$ $0{,}10\;\text{M}$. El punt d'equivalència s'assoleix amb $18{,}5\;\text{mL}$ de $\text{NaOH}$. Calcula la concentració de l'àcid.

Pas 1. Reacció: $\text{HCl} + \text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ (estequiometria 1:1)

Pas 2. En el punt d'equivalència: $C_a \cdot V_a = C_b \cdot V_b$

$$C_a \times 25{,}0 = 0{,}10 \times 18{,}5$$ $$C_a = \frac{0{,}10 \times 18{,}5}{25{,}0} = 0{,}074\;\text{M}$$

Exemple resolt 2: Valoració amb àcid diprotic

Es valoren $20{,}0\;\text{mL}$ de $\text{H}_2\text{SO}_4$ amb $\text{NaOH}$ $0{,}20\;\text{M}$, gastant $30{,}0\;\text{mL}$.

Pas 1. Reacció: $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \to \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ (estequiometria 1:2)

Pas 2. Mols de $\text{NaOH}$ gastats: $n = 0{,}20 \times 0{,}0300 = 6{,}0 \times 10^{-3}\;\text{mol}$

Pas 3. Mols de $\text{H}_2\text{SO}_4$: $n = \frac{6{,}0 \times 10^{-3}}{2} = 3{,}0 \times 10^{-3}\;\text{mol}$

Pas 4. $C_a = \frac{3{,}0 \times 10^{-3}}{0{,}0200} = 0{,}15\;\text{M}$

Recordatori final de mètode: en problemes de valoració, resol sempre en aquest ordre: (1) reacció ajustada, (2) punt d'equivalència, (3) reactiu en excés si no ets a l'equivalència, (4) hidròlisi de la sal si ets a l'equivalència i hi ha espècies febles.