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ÁCIDO-BASE
CONTENIDOS:
1.- Caractetísticas de ácidos y bases. 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.3. Teoría de Lewis ( ) 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 4.1. Ácidos y bases conjugadas. 4.2. Relación entre Ka y Kb. 4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización. 5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo). 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. 5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil. 5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. 5.5. Calculo de concentraciones y pH. ( )
6.- Disoluciones amortiguadoras. ( )
7.- Indicadores de ácido-base. ( )
8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías). 8.1. Neutralización (práctica de laboratorio).
CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.
Ácidos:Ácidos:
- Tienen sabor agrio.
- Son corrosivos para la piel.
- Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
- Disuelven sustancias
- Atacan a los metales desprendiendo H 2.
- Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
Bases:Bases:
- Tiene sabor amargo.
- Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
- Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
- Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
- Disuelven grasas.
- Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica” , en la que afirma que hay sus- tancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.
- ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”.
AH (en disolución acuosa) → A–^ + H+
Ejemplos:
- HCl (en disolución acuosa) → Cl–^ + H+
- H 2 SO 4 (en disolución acuosa) → SO 4 2–^ + 2 H+
- BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH (en disolución acuosa) → B+^ + OH–
Ejemplo:
- NaOH (en disolución acuosa) → Na+^ + OH–
NeutralizaciónNeutralización
Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+^ + OH–^ → H 2 O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en di- solución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl → H 2 O + NaCl (Na+^ + Cl–)
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
- ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.
- BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
Par Ácido/base conjugadoPar^ Ácido/base^ conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se com- porta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+^ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+^ se convierte en su “ácido conjugado”.
– H+
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+^ )
– H+
+ H+
2 H 2 O (l) Á H 3 O+ (ac) + OH–^ (ac)
[ ]
[ ]
×
=^32
2
C
H O O
K
H O
+ [ H −]
Como [H 2 O] es constante por tratarse de un líqui- do, llamaremos:
Kw = KC x [ H 2 O ]^2 Peachímetro
= [^ + ]× [ -
Kw H O 3 OH ]
conocido como “ producto iónico del agua ”
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14^ M^2 .En el caso del agua pura: [ H 3 O +] = [ OH – ] = (10–14^ M^2 )½^ = 10–7^ M. Se denomina pH :
pH log[ H O 3 ]
Y para el caso de agua pura, como [ H 3 O +]=10–7^ M , pH = –log 10–7^ = 7
Tipos de disolucionesTipos^ de^ disoluciones
- Ácidas: [H 3 O+] > 10–7^ M ⇒ pH < 7
- Básicas: [H 3 O+] < 10–7^ M ⇒ pH > 7
- Neutras: [H 3 O+] = 10–7^ M ⇒ pH = 7
En todos los casos: Kw = [ H 3 O +] x [ OH – ]
Luego si [ H 3 O +] aumenta (disociación de un ácido), entonces [ OH – ] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14^ M^2.
Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
Zumo de limón
Cerveza Leche
Agua destilada
Sangre Agua mar Amoniaco
Concepto deConcepto^ de^ ppOOH.H.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH :
pOH = − log[ OH^ − ]
Como Kw = [ H 3 O +] x [ OH – ] = 10-14^ M^2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de 25 ºC.
Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H 3 O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = –log [H 3 O+] = 12,6, de donde se deduce que: [ H 3 O +] = 10- pH^ = 10-12,6^ M = 2,5x1 0 -13^ M
Como Kw = [ H 3 O +] x [ OH – ] = 10–14^ M^2 , entonces:
×
-14 2
3
[ ]
[ ] 5 10
OH K^ W^ M
H O M
pOH = – log [ OH – ] = – log 0,04 M = 1,
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Ejercicio A ( Selectividad. Madrid Previo 1997 ):
Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. ⌦
ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.
Electrolitos fuertes:Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados. (→)
Ejemplos:
- HCl (ac) → Cl–^ + H+
- NaOH (ac) → Na+^ + OH–
Electrolitos débiles:Electrolitos^ débiles:
Están disociados parcialmente (Á)
Ejemplos:
- CH 3 –COOH (ac) Á CH 3 –COO–^ + H+
- NH 3 (ac) + H 2 O Á NH 4 +^ + OH–
Ejemplo:
- H 2 CO 3 + H 2 O Á HCO 3 –^ + H 3 O+
- HCO 3 –^ + H 2 O Á CO 3 2–^ + H 3 O+
2 3 3 3 3 1 2 2 3 3
[ ] [ ] [ ] [
a (^) [ ] a [ ]
HCO H O CO H O
K K
H CO HCO
− + − + −
× ×
]
Ka1 = 4,5x 10 –7^ M Ka2 = 5,7x 10 –11^ M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Ejemplo:
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10 –3, Ka2 = 6,2 x 10 –8^ y Ka3 = 2,2 x 10 –13, calcular las concentraciones de los iones H 3 O+, H 2 PO 4 – , HPO 4 2–^ y PO 4 3–^ en una disolución de H 3 PO 4 0,08 M.
Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O Á H 2 PO 4 –^ + H 3 O+^ ; c 0 ( mol x l -1): 0,08 0 0 ceq ( mol x l -1): 0,08 – x x x
− + = × = = × − ⇒ −
2 2 4 3 3 1 3 4
[ ] [ ]
[ ] 0,
a
H PO H O (^) x K M H PO x
x =
Equilibrio 2: H 2 PO 4 –^ + H 2 O Á HPO 4 2–^ + H 3 O+^ ; c 0 ( mol x l -1): 0,021 0 0, ceq ( mol x l -1): 0,021 – y y 0,021 + y
− + − − −
× × +
= = = × ⇒ ×
2 4 3 8 8 2 2 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,
a [ ] 0,021 0,
HPO H O (^) y y y K M y H PO y
Equilibrio 3: HPO 4 2–^ + H 2 O Á PO 4 3–^ + H 3 O+^ ; c 0 ( mol x l -1): 0 0, c
6,2 × 10 −^8
eq ( mol^ x^ l -1): 6,2 × 10 − (^8) – z z 0,021 + z
− + − − − − −
× × +
= = = × ⇒
× − ×
3 4 3 13 19 (^3 2 8 ) 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,
a [ ] 6,2 10 6,2 10
PO H O z z z K M HPO z
z ×
[H 3 O+] = [H 2 PO 4 – ] = 0,021 M ; [HPO 4 2–] = 6,2 x 10 –8^ M ; [PO 4 3–] = 6,5 x 10–19^ M
Fuerza de bases.Fuerza^ de^ bases.
En disoluciones acuosas diluidas ([ H 2 O ] ≅ constante) la fuerza de una base BOH de- pende de la constante de equilibrio: B + H 2 O Á BH+^ + OH–.
[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ]
+ × − + × −
= ⇒ × =
C × 2 C 2
BH OH BH OH
K K H O
B H O B
= Kb
A Kb se le llama constante de basicididad.
pKpK
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa = –log Ka ; pKb = –log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5^ M
Equilibrio : NH 3 + H 2 O Á NH 4 +^ + OH– c 0 ( mol x l -1): 0,2 0 0 ceq ( mol x l -1): 0,2 – x x x
2 4 - 3
[ ] [ ]
b [ ] 0,
NH OH x K M NH x
+ × −
= = = ×
De donde se deduce que x = [ OH – ] = 1,9 x 10 –3^ M
pOH = – log [ OH – ] = – log 1,9 x 10 –3^ = 2,
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,
Relación entre Ka y Kb conjugada.Relación entre Ka y Kb conjugada.
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O Á A–^ + H 3 O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A –^ + H O 2 Á AH + OH–
[ ] [ ] [ ] [
[ ] [ ]
− + −]
−
× ×
a =^^3 b =
A H O HA OH
K K
HA A
[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
a b W
A H O HA OH
K K H O OH K
HA A
− + −
× × ×
× = = × =
×
3 3
En la práctica, esta relación ( Ka x Kb = KW ) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
6 3 4 2
[ ] 2,51 10
H O M
c M
×
= = = 2,51× 10
lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO 2 – , será pues, relativamente fuerte.
b) Ka = c α^2 = 10–2^ M ·(2,51x 10 –4)^2 = 6,3x 10 –
c) 14 10
w b a
K
K
K
− = = (^) × − = 1,58 × 10^ -
d) Se neutralizan exactamente: [ BO 2 – ] = 0,1 M
Ejercicio B (Selectividad. Madrid Junio 1998).
En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentra- ción es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 ·10-5^ ⌦
HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil :
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH 4 +^ + H 2 O Á NH 3 + H 3 O+
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH 3 –COO–^ + H 2 O Á CH 3 –COOH + OH–
Tipos de hidrólisis.Tipos^ de^ hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
- Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
- Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
- Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
- Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+^ que es un ácido muy débil como el Cl–^ que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:
Na+^ + 2 H 2 O ←⎯ NaOH + H 3 O+
Cl–^ + H 2 O ←⎯ HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es in- significante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH 3 –COO–
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+^ es un ácido muy débil y apenas re- acciona con agua, pero el CH 3 –COO–^ es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
CH 3 –COO–^ + H 2 O Á CH 3 –COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH 4 Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 +^ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl–^ es una base débil y no lo hace de forma significa- tiva:
NH 4 +^ + H 2 O Á NH 3 + H 3 O+
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH 4 CN
En este caso tanto el catión NH 4 +^ como el anión CN–^ se hidrolizan y la disolución se- rá ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 x10–5^ M y Ka(NH 4 +) = 5,6 x 10 –10^ M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH 4 +)
Ejemplo:
Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10 –10^ M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una diso-
lución acuosa de NaCN 0,01 M.
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN–^ un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:
CN–^ + H 2 O Á HCN + OH–
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE).
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la bási- ca:
HIn + H 2 O Á In–^ + H 3 O+ forma ácida forma básica
Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintos indicadores.
Algunos indicadores de los más utilizados son:
Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0- Rojo Congo Azul Rojo 3- Rojo de metilo Rojo Amarillo 4- Tornasol Rojo Azul 6- Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-
Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera apreciable cuando:
[HIn] > 10 [In–] o [HIn] < 1/10 [In–]
− +
−
×
=^3 ⇒ 3 =
[ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
a a
In H O HIn K H O HIn In
K ×
Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo:
− = + = ±
[ ]
( ) log 1 [ ] a a
In viraje pK pK HIn
pH
VALORACIONES ÁCIDO-BASE
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análi- sis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H 3 O+).
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
La reacción de neutralización puede escribirse:
b HaA + a B(OH)b → BaAb + axb H 2 O
En realidad, la sal BaAb se encuentra disociada ( a Bb+^ + b Aa–), por lo que la única reacción es: H 3 O+^ + OH–^ → 2 H 2 O, en donde: “ a ” = nº de H+^ del ácido y “ b ” = nº de OH–^ de la base.
Para que n (H 3 O+) se igual que n (OH–) debe cumplirse que:
n (ácido) x a = n (base) x b
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.
Ver vídeo (mpeg) (12,5 MB) (wmv) (376 Kb)
Simulaciones de neutralización puede encontrarse en: http://quim.iqi.etsii.upm.es/titrator/titrator.html y en http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm.
- http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm
- http://www.pallotti.edu.uy/repartidos/quimica/equilibrio_acido_base.htm (ejercicios).
