Titulación

Titulación: Es la adición de sucesivas cantidades de una base o de un ácido fuertes, a una solución de ácido o de base a titular, con la medición simultánea de su pH, hasta el punto de equivalencia en el cual los equivalentes de ácido y de base se igualan. Permite determinar la concentración del ácido o de la base en solución.

Ej.: 1. Tengo una solución de un ácido con volumen de ácido conocido, pero con concentración de ácido desconocida.

2. Para averiguar la concentración de ácido, agrego una solución de una base con concentración de base conocida.

3. Mido el Volumen de base que se consumió para llegar al punto de equivalencia.

4. Como en el punto de equivalencia:

n° de equivalente ácido = n° de equivalentes de base
n° de equivalentes de ácido = N del ácido x Volumen del ácido
n° de equivalentes de base = N de la base x Volumen de la base

=> N del ácido x Volumen del ácido = N de la base x Volumen de la base

A partir de esta ecuación se calcula la concentración del ácido .

Cuando un ácido y una base se combinan en relación estequeométrica se neutralizan mutuamente: cada equivalente de H liberado por el ácido reacciona con un equivalente de OH de la base con la consecuente formación de H2O.

  Curvas de titulación

Se grafica el pH resultante después de cada incremento de base fuerte en función de los equivalentes de base agregados. El resultado de la titulación indica si la solución actúa o no como buffer, es decir, si puede amortiguar las variaciones de pH, dentro de un cierto rango, en respuesta al agregado de un ácido o de una base.

Titulación de un Ácido Fuerte

Tengo una solución de un Ácido Fuerte como el Ácido Clorhídrico (HCl) de una concentración de 0,01 M. La disociación del HCl es:

HCl (0,01M) + H2O ----------------------> Cl- (0,01M) + H3O+ (0,01M)

Como n° de equivalentes = n° de moles x n y n = 1 -> N = M y n° de equivalentes = n° de moles (Es monoporótico)

Entonces, en el punto de equivalencia n° de equivalentes de base = n° de equivalentes de ácido = 0,01

A medida que agrego NaOH, la solución que era totalmente ácida (pH<7) se va haciendo más básica y como es un ácido fuerte y se disocia completamente, cuando se agregan igual de equivalentes de base de los que habían de ácido (punto de equivalencia), el pH se hace muy básico.

A medida que agrego base, queda menos HCl sin disociar, por lo que el pH sube aceleradamente. HCl + NaOH ----------------------> Cl- + Na+ + H2O

Titulación de un Ácido Débil

Presenta en el punto medio de la titulación una "meseta";. Este punto medio corresponde a la neutralización del 50% del ácido originalmente presente.

Por ejemplo:

Si tengo un ácido débil como el Ácido fosfórico (H2PO4-) y lo neutralizo con una Base fuerte (NaOH):

1. Al comienzo de la titulación tengo en la solución, sólo ácido y su pH (<7)

2. Cuando llego al punto medio de la titulación tengo la mitad de Ácido Fosfórico sin disociar (sin neutralizar) y la otra mitad disociado (HPO42- ).

H2PO4- + NaOH <-----> HPO42- + Na+ + H2O

En este punto el pH de la solución es igual al pK del ácido porque:

Como está la mitad disociado y la mitad no y el log de 1 es 0, pH = pKa

3. Si sigo la titulación, o sea, si sigo neutralizando el ácido, éste se va convirtiendo todo en HPO42- hasta que se neutraliza totalmente cuando se han agregado el mismo número de equivalentes de base que los que existían de ácido al comienzo, llegando al punto de equivalencia. A medida que transcurre la reacción se producen cambios progresivos en el pH del medio y cuando se llega al punto de equivalencia, una pequeña cantidad adicional de base causa un cambio rápido y marcado de pH.

4. El pH no es el que corresponde a la neutralidad, sino que está desplazado hacia el lado alcalino porque la hidrólisis del Ácido Sulfúrico, hace que aumenten los OH.

Titulación de un aminoácido

Los aminoácidos tienen un Grupo Carboxilo que se comporta como dador de H+ y un Grupo Amino que se comporta como aceptor de protones. Se denomina ión dipolar a la estructura en la cual la carga del aminoácido es y el pH en el cual existe el ión dipolar se denomina punto isoeléctrico. En estas condiciones la molécula no migra en un campo eléctrico.

ð En soluciones ácidas fuertes: el ión dipolar capta un protón a nivel de su carboxilo, que se esta comportando como base. El aminoácido se convierte en un catión. ð En solución alcalina: el protón del NH3+ reacciona con iones OH para formar agua y el aminoácido queda como anión. El NH3+ se estaría comportando como ácido.

Entonces, la carga eléctrica del aminoácido depende del pH del medio en el cual está disuelto. A medida que la concentración de iones hidrógeno va aumentando en el medio, los iones ?COO- (carboxilato) van captando protones, disminuye progresivamente la forma iónica dipolar y se van formando cationes. A medida que la concentración de hidrógenos va disminuyendo o la de OH aumentando, el ?NH3+ va cediendo H y se forman aniones en cantidad creciente.

Hay un valor de pH, característico para cada aminoácido, en el cual la disociación de cargas positivas y negativas se iguala, y por lo tanto, la carga total del aminoácido es 0. A este valor de pH se lo denomina punto isoeléctrico.

Los equilibrios de disociación para los grupos de un aminoácido son:

Para el Carboxilo:

Los valores de pK1 de los distintos aminoácidos, son ligeramente diferentes entre sí, pero son todos próximos a 2.

Para el amino:

Los valores de pK2 de los distintos aminoácidos varían entre 9 y 10.

Ej1: Alanina (2 grupos ionizables, aminoácido neutro)

1. Preparo una solución de alanina en agua pura. En estas condiciones, las dos funciones del amionoácido estará ionizadas y el pH del medio será el correspondiente al punto isoeléctrico (En el caso de la alanina pi = 6,02).

2. A partir del pi, puedo realizar dos cosas:

a. 1) Si quiero titular el grupo -COO-, que se comporta como base al aceptar protones, tengo que utilizar un ácido fuerte como el HCl.

..2) Antes de agregar HCl, todas las moléculas del aa. se encuentran al estado de ión dipolar y el pH es el pi. La adición de ácido, aumenta la concentración de H+ del medio y determina la captación de protones por parte de grupos ?COO- para reestablecer el equilibrio.

..3) Al llegar a pH 2,34, la mitad de los grupos ?COOH presentes están sin disociar, por lo que las concentraciones de +H3N-CHR-COOH y +H3N-CHR-COO- se igualan. Es en ese valor de pH en que las concentraciones de "base"; disociada y sin disociar son iguales en que el pH coincide con el pK1. Es el punto medio de la titulación.

..4) Si continuo agregando HCl, se alcanza un punto en el cual casi todas las moléculas de aminoácido está protonadas (+H3N-CHR-COOH).

b. 1) Si quiero titular el grupo ?NH3+, que actúa como ácido débil al liberar H+, tengo que utilizar una base fuerte como el NaOH.

..2) El aumento de la concentración de OH provocado por la adición de la base fuerte, determina la "sustracción"; de H+ del medio para formar agua.

..3) Esto provoca una nueva situación de equilibrio, en la cual los grupos ?NH3+ se comportan como ácidos débiles y liberan protones.

..4) El punto medio de esta titulación se produce cuando las concentraciones de +H3N-CHR-COO- y H2N-CHR-COO- son iguales, lo cual sucede a pH 9,69 que coincide con el pK2.

..5) Si continuo añadiendo NaOH hasta neutralizar totalmente, todos los NH3+ liberan sus H+ y el compuesto queda desprotonado (H2N-CHR-COO-).

Ej2: A partir del conocimiento del pKa de cada uno de los grupos ionizables en un aminoácido y mediante la ecuación de Henderson ? Hasselbach, puede calcularse la forma iónica del aminoácido a un pH determinado. Por ejemplo, si tengo una solución con un pH 1 que tiene el aminoácido Leucina y conozco que el pKa de su COOH es 2,4 y el del NH3+ es 9,6, a ese valor de pH la Leucina va a estar en su forma catiónica (tiene una carga de +1). Si a esa solución le adiciono una base:

1. Si en un comienzo dicha solución tiene todas las moléculas de leucina con COOH y NH3+ (forma ácida con carga negativa), cuando agregue 0,5 equivalentes de NaOH se titularán la mitad de los COOH que quedarán como COO-, por lo que la mitad de las moléculas de leucina tendrán COOH y la otra mitad COO-, por lo que este cociente dará 1 y como el logaritmo de 1 es 0, en este momento el pH de la solución coincide con el pKa del COOH: 2,4.

2. Si añado 1 equivalente de NaOH todos los COOH se titulan, por lo que todas las moléculas de leucina tendrán COO-, mientras que el NH3+ sigue intacto como en la solución original. Como tengo un grupo cargado positivamente y otro negativamente, se compensan y las moléculas me quedan con carga neta 0 (es la forma de ión dipolar o zwiterión).

3. Si añado 0,5 equivalentes más (en total 1,5) se titula la mitad de los NH3+ de las moléculas de leucina que quedan como NH2. Entonces, la mitad de las moléculas tienen NH3+ y la otra mitad tienen NH2, por lo que este cociente da 1 y en la ecuación de Henderson-Hesselbach, vemos que el pH de la solución en este momento va a coincidir con el pKa del NH3+: 9,6.

4. Si añado 0,5 equivalentes más (en total 2 equivalentes) se titulan todos los NH3+ de las moléculas de leucina, que quedan con este grupo en su forma NH2 (forma básica). O sea, que todas las moléculas de leucina tienen carga ?1.

Þ Necesité 2 equivalentes de base para neutralizar la solución, es decir, necesité 2 equivalentes de base para que la solución ácida de leucina se combine estequiométricamente con la misma y puedan neutralizarse mutuamente. A diferencia del resto de las titulaciones de otras soluciones en las que tengo un punto medio con 1 situación buffer, en la titulación de la leucina tengo varias situaciones buffer porque tengo 2 grupos para neutralizar. Y también tengo 2 puntos de equivalencia, el primero, cuando neutralizo todos los COOH (cuando agrego la misma cantidad de equivalente de lo que había de leucina en solución ácida: 1 equivalente) y el segundo cuando neutralizo al amino y es cuando la leucina está completamente titulada.

Cálculo del Punto Isoeléctrico

El pH exacto al cual un aminoácido es eléctricamente neutro y está en forma de ión dipolar (zwitterión) se denomina punto isoeléctrico de la molécula y es constante para un compuesto determinado. En el caso de moléculas sencillas, como los aminoácidos, el pI es el promedio de los dos valores de pKa que determinan los límites del ión dipolar. Por ejemplo:

Como la leucina tiene sólo 2 grupos ionizables:

A partir de esto, podemos deducir que a pH > 6 la leucina adquiere una carga negativa parcial y que si el pH >>>>> 6, la carga aumenta a una carga negativa total de ?1. Si el pH < 6, la leucina tiene una carga positiva parcial, hasta que a pH <<<<< 6, tiene una carga de +1. La carga parcial a cualquier pH se puede calcular a partir de la ecuación de H-H o por extrapolación de la curva de titulación.

Titulación de un aminoácido con otro grupo disociable

En los aminoácidos dicarboxílicos o diaminados existe un grupo disociable adicional. Es decir, son aminoácidos con un tercer grupo ionizable en la cadena lateral y por lo tanto dan curvas de titulación trifásicas y tienen 3 valores de pK. Además de los dicarboxílicos y los básicos, ocurre lo mismo con la cisteína y la tirosina, cuyos grupos ?SH y fenol pueden actuar como ácido débil.

Ej3: El Ácido Glutámico es un ácido monoamino dicarboxílico. Sus pKa son: para el X-COOH, pK XCOOH = 2,2 ; para el X-COOH, pK XCOOH = 4,3 y para el X-NH3+ = 9,7. Los pKa entre los que se encuentra el ión dipolar son los 2 primeros, por lo que el pI se saca del promedio de estos dos.

Ej4: La Histidina es el único aminoácido cuyos grupos ionizablesPor eso la histidina es el único aminoácido que puede actuar como amortiguador a pH fisiológico. El Grupo imidasol

Capacidad amortiguadora de un sistema buffer

Zona que abarca 1 unidad de pH por arriba y por abajo del punto medio de la titulación. En esta zona, adiciones de base, producen relativamente menos variación de pH que hacia los extremos de la curva. Un buffer tiene mayor capacidad de amortiguación dentro del rango de pH comprendido entre ± 1 + pka del sistema.

Los "aplanamientos"; o mesetas de las curvas de titulación de los aminoácidos, indican que el aminoácido puede actuar como buffer en esos rangos de pH.

Ejemplos: Titulación del Glutamato y de la Histidina: