Las titulaciones a menudo se registran en gráficos llamados curvas de titulación , que generalmente contienen el volumen del titulante como variable independiente y el pH de la solución como variable dependiente (porque cambia dependiendo de la composición de las dos soluciones). [1]
El punto de equivalencia en el gráfico es donde toda la solución de partida (generalmente un ácido ) ha sido neutralizada por el titulante (generalmente una base ). Se puede calcular con precisión encontrando la segunda derivada de la curva de titulación y calculando los puntos de inflexión (donde el gráfico cambia de concavidad ); sin embargo, en la mayoría de los casos, bastará con una simple inspección visual de la curva. En la curva que se muestra a la derecha, ambos puntos de equivalencia son visibles, después de que se hayan titulado aproximadamente 15 y 30 mL de solución de NaOH en la solución de ácido oxálico . Para calcular la constante de disociación logarítmica del ácido (pK a ), se debe encontrar el volumen en el punto de semi-equivalencia, que es donde se ha añadido la mitad de la cantidad de titulante para formar el siguiente compuesto (aquí, oxalato de hidrógeno de sodio, luego oxalato de disodio ). A mitad de camino entre cada punto de equivalencia, a 7,5 mL y 22,5 mL, el pH observado fue de aproximadamente 1,5 y 4, lo que da el pK a .
En los ácidos monopróticos débiles , el punto intermedio entre el comienzo de la curva (antes de añadir ningún titulante) y el punto de equivalencia es significativo: en ese punto, las concentraciones de las dos especies (el ácido y la base conjugada) son iguales. Por lo tanto, la ecuación de Henderson-Hasselbalch se puede resolver de esta manera:
Por lo tanto, se puede encontrar fácilmente el pKa del ácido monoprótico débil hallando el pH del punto intermedio entre el comienzo de la curva y el punto de equivalencia, y resolviendo la ecuación simplificada. En el caso de la curva de muestra, la constante de disociación del ácido Ka = 10 -pKa sería aproximadamente 1,78×10 −5 a partir de una inspección visual (el Ka2 real es 1,7×10 −5 ).
En el caso de los ácidos polipróticos , el cálculo de las constantes de disociación ácida es apenas un poco más difícil: la primera constante de disociación ácida se puede calcular de la misma manera que se calcularía en un ácido monoprótico. Sin embargo, el pKa de la segunda constante de disociación ácida es el pH en el punto intermedio entre el primer punto de equivalencia y el segundo punto de equivalencia (y así sucesivamente para los ácidos que liberan más de dos protones, como el ácido fosfórico ).
![{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log \left({\frac {[{\mbox{base}}]}{[{\mbox{ácido} }]}}\bien)}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/314d023e212f81821c21441af9ebf8914adae7a8)
