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Tema 6: Equilibrio ´acido-base
Equilibrios en disoluci ´on. Definici ´on de ´acido-base:
Teor´ıa de Arrhenius Teor´ıa de Brønsted y Lowry Teor´ıa de Lewis
Concepto de pH
Producto i ´onico del agua. Disoluciones neutras, ´acidas y b ´asicas.
Acidos y bases fuertes^ ´ a
Acidos y bases d ´^ ´ ebilesa: Ka y Kb
Grado de ionizaci ´on
Acidos polipr ´^ ´ oticos
a (^) Sin considerar y considerando el equilibrio del agua.
Petrucci:
16.1, 16.2, 16.3, 16.4, 16.5, 16.6, 16.9 [17.1, 17.2, 17.3, 17.4, 17.5, 17.6, 17.9]^8
a
Equilibrios en disoluci ´on
F´ısico y qu´ımico sueco (1859-1927). Nobel de Qu´ımica de 1903
Teor´ıa de Arrhenius (1884):
Un electrolito fuerte en una diso-
luci ´on acuosa existe s ´olo en forma
i ´onica, mientras que un electrolito
d ´ebil existe parcialmente como
iones y como mol ´eculas.
HCl(g)
H 2 O −→ H
(aq) +^ Cl
− (aq)
NaOH(s)
H 2 O −→ Na
(aq) +^ OH
− (aq)
HC 2 H 3 O 2
H 2 O H
(aq) +^ C^2 H^3 O
− 2 (aq)
Teor´ıa de Brønsted y Lowry (1923)
Acido: Compuesto qu´^ ´ ımico dador de protones (H+).
HCl(ac) + H 2 O(`) → H 3 O
(ac) +^ Cl
− (ac)
Base o ´alcali: Compuesto qu´ımico aceptor de protones (H+).
NH 3 (ac) + H 2 O(`) → NH
4 (ac) +^ OH
− (ac)
Reacci ´on ´acido-base: Reacci ´on de intercambio de protones (H
).
NH 3 (ac) + H 2 O(`) NH+ 4 (ac) + OH− (ac)
base acido´ acido´ base Acepta un H+^ Da un H+^ Da un H+^ Acepta un H+
????
Aparece el concepto acido-base conjugados´.
Petrucci, 16.1 [17.1]^8
a
Teor´ıa de Lewis (1923)
Extiende el concepto ´acido-base a reacciones en gases y s ´olidos.
Acido: Compuesto qu´^ ´ ımico aceptor de pares de electrones (e−).
Base o ´alcali: Compuesto qu´ımico dador de pares de electrones.
NH 3 (ac) + H 2 O(`) → NH
4 (ac) +^ OH
− (ac)
Reacci ´on ´acido-base: Reacci ´on de intercambio de pares de
electrones.
Petrucci, 16.9 [17.9]^8
a
Disoluciones neutras, ´acidas y b ´asicas
H 2 O() + H 2 O() H 3 O
(ac) +^ OH
−
(ac) Kw,^298 =^1 ,^0 ×^10
− 14
Disoluci ´on neutra (a 25 ◦C):
[H 3 O
] = [OH
−
] =
Kw = 1 , 0 × 10
− 7
M
(Aunque no escribimos el sub´ındice eq , en adelan-
te nos referiremos a concentraciones de equilibrio)
Disoluci ´on
acida´ neutra b ´asica
[H 3 O
] > [OH
−
] [H 3 O
] = [OH
−
] [H 3 O
] < [OH
−
]
A 60 ◦C: [H 3 O
] = [OH
− ] =
√ Kw =
√ 9 , 6 × 10 −^14 = 3 , 1 × 10 −^7 M
Concepto de pH
La concentraci ´on de iones hidronio H 3 O
e hidr ´oxido OH
−
est ´a relacionada mediante el producto i ´onico del agua.
Kw, 298 = [H 3 O
] · [OH
−
] = 1 , 0 × 10
− 14
Como consecuencia, las concentraciones de H 3 O
y OH
−
suele ser mucho menor de 1 M.
Parece, por tanto, m ´as conveniente
utilizar logaritmos.
En 1909 el qu´ımico dan ´es Søren
Sørensen propuso el t ´ermino pH ,
definido mediante
pH = − log[ H 3 O
]
Ejemplos
Ejemplo:
Calculad la [H 3 O
] del vinagre sabiendo que su pH = 3 , 20
Soluci ´on:
Ejemplo:
Calculad la [OH
− ] de una disoluci ´on 0,1 M de bicarbonato s ´odico,
sabiendo que su pH = 8 , 40
Soluci ´on:
Ejemplos
Ejemplo:
Calculad la [H 3 O
] del vinagre sabiendo que su pH = 3 , 20
Soluci ´on:
pH = − log
[
H 3 O
+]^
[
H 3 O
+]^
− 3 , 20 M = 6 , 3 × 10
− 4 M
Ejemplo:
Calculad la [OH
− ] de una disoluci ´on 0,1 M de bicarbonato s ´odico,
sabiendo que su pH = 8 , 40
Soluci ´on:
Acidos y bases fuertes^ ´
Se caracterizan por una constante de equilibrio grande.
El equilibrio de ionizaci ´on est ´a muy desplazado hacia los
productos (iones), salvo en disoluciones muy concentradas.
Acido fuerte^ ´ :
HCl(ac) + H 2 O(`) → H 3 O
(ac) +^ Cl
− (ac)
Base fuerte :
NaOH(ac) → Na
(ac) +^ OH
− (ac)
Excepto en disoluciones muy diluidas, se puede despreciar el
aporte de iones debidos a la autoionizaci ´on del H 2 O.
Petrucci, 16.4 [17.4]^8
a
Acidos y bases fuertes m ´^ ´ as frecuentes
Acidos^ ´ Bases
HCl LiOH Mg(OH) 2
HBr NaOH Ca(OH) 2 HI KOH Sr(OH) 2
HClO 4 RbOH Ba(OH) 2 HNO 3 CsOH
H 2 SO 4 a )
a) (^) El H 2 SO 4 es^ fuerte^ en^ su^ primera
ionizaci ´on.
Ejemplo de ´acidos y bases fuertes
Vamos a calcular el pH y las concentraciones de las especies
qu´ımicas en equilibrio existentes en una disoluci ´on de HCl(ac) 0 ,015 M.
Soluci ´on:
HCl(ac) + H 2 O(`) −→ H 3 O
(ac) +^ Cl
− (ac) t 0 = 0 s c 0 0 0
t c 0 − ˜ξ ξ˜ ξ˜
Acido fuerte^ ´ 0 c 0 c 0
Luego:
1 o^
[
H 3 O
+]^
[
Cl
−]^
= c 0 = 0 , 015 M → pH = − log 0, 015 = 1 , 82
2 o^
[
OH
−]^
= Kw /
[
H 3 O
+]^
= 1 , 0 × 10 −^14 / 0 , 015 = 6 , 7 × 10 −^13 M
Ejemplo de ´acidos y bases fuertes (II)
Vamos a calcular el pH y las concentraciones de las especies
qu´ımicas en equilibrio existentes cuando se prepara una disoluci ´on saturada de Ca(OH) 2 (ac).
Acidos y bases fuertes^ ´
Soluci ´on general^1 para un ´acido fuerte:
HA(ac) + H 2 O(`) → H 3 O+(ac) + A− (ac)
H 2 O() + H 2 O() H 3 O
(ac) +^ OH
− (ac)
Conservaci ´on materia: [A
− ] = c 0 (1)
Conservaci ´on carga: [A
− ] + [OH
− ] = [H 3 O
] (2)
Condici ´on equilibrio : Kw = [H 3 O
] · [OH−] (3)
Soluci ´on : [OH
− ] =
Kw
[H 3 O
]
; c 0 +
Kw
[H 3 O
]
= [H 3 O
]
[H 3 O+]^2 − c 0 [H 3 O+] − Kw = 0 → [H 3 O+] =
c 0 +
c 02 + 4 Kw
2
(^1) Sin depreciar el aparte de iones del equilibrio del agua.
Ejemplo de ´acidos y bases fuertes (II)
Vamos a calcular el pH y las concentraciones de las especies
qu´ımicas en equilibrio existentes en una disoluci ´on de HCl(ac)
a) c 0 = 0 ,015 M.
[H 3 O
] =
c 0 +
√ c 02 + 4 Kw
2
=
0 , 015 +
√ 0 , 0152 + 4 · 1 , 0 × 10 −^14
2
= 0 ,015 M
b) c 0 = 1 , 0 × 10 −^8 M.
[H 3 O
] =
1 , 0 × 10 −^8 +
√ ( 1 , 0 × 10 −^8 )^2 + 4 · 1 , 0 × 10 −^14 2
= 1 , 05 × 10
− 7 M
