ÁCIDOS Y BASES. Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua.

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1 ÁCIDOS Y BASES 1. Concepto Ácido-Base 1.1. Teoría de Arrhenius Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua. ÁCIDO: es toda sustancia que en disolución acuosa libera protones (iones H + ). Ejemplo: HCl H + + Cl - BASE: es toda sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo (OH - ). Ejemplo: NaOH Na + + OH - La teoría de Arrhenius explica las reacciones de neutralización como una reacción entre los protones, H +, y los iones hidroxilo, OH -, para formar agua Teoría de Brönsted y Lowry Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al protón. ÁCIDO: es toda sustancia capaz de ceder protones (iones oxonio, H 3 O + ). Ejemplo: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - BASE: es toda sustancia capaz de captar protones. Ejemplo: NH 3 + H 2 O NH OH - Según la teoría de Brönsted-Lowry los ácidos y las bases no actúan de forma aislada, sino como reacciones ácido-base. + + Ácido Base Base C. Ácido C Teoría de Lewis Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al electrón. ÁCIDO: es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones (e - ). BASE: es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones. En la reacción identificamos los pares ácido-base conjugado y base-ácido conjugado. - Na *O* H Na O* H Ejemplo: H *Cl H + + Cl * MEAF 1

2 2. Tipos de ácidos/bases ÁCIDO FUERTE: un ácido será tanto más fuerte cuanto más disociado está, es decir, cuanto mayor sea la concentración de protones. (Ácido fuerte [H 3 O + ] ph ) Ácidos monopróticos: son ácidos que solo pueden ceder un protón. Ej. HCl, HNO 3. Ácidos polipróticos: son ácidos que pueden ceder más de un protón. Ej. H 2 SO 4, H 2 CO 3. BASE FUERTE: una base será tanto más fuerte cuanto más disociado está, es decir, cuanto mayor sea la concentración de iones hidroxilo. (Base fuerte [OH - ] ph ) "Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada". ÁCIDOS FUERTES BASES FUERTES HCl HBr HI H 2 SO 4 NaOH KOH LiOH RbOH HNO 3 HClO 3 HClO 4 HMnO 4 Ca(OH) 2 Ba(OH) 2 Mg(OH) 2 Be(OH) 2 3. Producto iónico del agua Anfóteros: son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo del medio en que se encuentren. Si el medio es ácido se comportan como base y viceversa. El agua se disocia según el equilibrio: + El agua es una sustancia anfótera, puede actuar como ácido o como base. El producto iónico del agua, K w, viene dado por la siguiente expresión: = K w = a 25ºC (varía en función de la temperatura: si Tª K w ) = ; = ; 14= + ; 10 = CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN EL ph DISOLUCIÓN [H 3 O + ] mol/l [OH - ] mol/l ph Neutra Ácida >10-7 <10-7 <7 Básica <10-7 >10-7 >7 4. Grado de disociación, constantes de acidez y basicidad Se llama grado de ionización/disociación, α, al tanto por uno de un ácido o base que se ioniza. (También se puede expresar en tanto por cien). = MEAF 2

3 Habitualmente se expresan las cantidades en unidades de concentración (mol/l): = ( ) o bien = 100 (%) 4.1. Constante de acidez Un ácido (HA) en disolución acuosa se disocia según el siguiente equilibrio: HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) [] 0 : C 0 [] eq : C 0 -X X X CONSTANTE DE ACIDEZ = Si K a es muy elevada Ácido fuerte, por lo que el equilibrio estará muy desplazado hacia los productos. Ácidos fuertes: α=1 o 100% y K a muy grande (no medible). Ej. HCl, HNO 3, H 2 SO 4... Ácidos débiles: α<1 o 100% y K a medible. Ej. CH 3 COOH, HCOOH Constante de basicidad Una base (B) en disolución acuosa se disocia según el siguiente equilibrio: B (aq) + H 2 O (l) HB + (aq) + OH - (aq) [] 0 : C 0 [] eq : C 0 -X X X CONSTANTE DE BASICIDAD = Si K b es muy elevada Base fuerte, por lo que el equilibrio estará muy desplazado hacia los productos. Bases fuertes: α=1 o 100% y K b muy grande (no medible). Ej. NaOH, KOH... Bases débiles: α<1 o 100% y K b medible. Ej. NH 3, N 2 H 4... De todo esto se deduce que: = = = MEAF 3

4 5. Hidrólisis Es una reacción ácido-base de Brönsted-Lowry dada por algún ión procedente de una sal, en la que el agua actúa como ácido o como base. Dependiendo de la sal que se disuelva el ph será ácido, básico, neutro. Podemos clasificarlas en cuatro tipos: 5.1. Sal de ácido fuerte y base fuerte Este tipo de sales no se hidrolizan, por lo que la disolución resultante es NEUTRA ph=7. Ejemplos: NaCl, BaCl 2, KNO 3, KI, KCl, etc Sal de ácido fuerte y base débil Este tipo de sales sí que se hidrolizan, porque el ácido conjugado de la base débil será relativamente fuerte, por lo que reacciona con el agua cediendo protones. Por lo tanto la disolución resultante es ÁCIDA ph<7. Ejemplos: NH 4 Cl, FeCl 3, NH 4 NO 3, etc Sal de ácido débil y base fuerte Este tipo de sales sí que se hidrolizan, porque la base conjugada del ácido débil será relativamente fuerte, por lo que reacciona con el agua captando protones. Por lo tanto la disolución resultante es BÁSICA ph>7. Ejemplos: Pb 2 SO 3, Na 3 PO 4, KCN, HCOOK, Na 2 CO 3, etc Sal de ácido débil y base débil Este tipo de sales sí que se hidrolizan, pero para saber si el ph es ácido o básico habrá que comparar las constantes de acidez y basicidad. Por lo tanto, según los valores de K a y K b la disolución resultante será: NEUTRA ph=7 Si K a = K b ÁCIDA ph<7 Si K a > K b BÁSICA ph>7 Si K a < K b 6. Neutralización La Neutralización se produce cuando reacciona un ácido con una base anulándose sus caracteres específicos. Ácido + Base Sal + Agua OJO!! El ph después de una neutralización no siempre es neutro, ya que puede haber hidrólisis de la sal o bien exceso de alguno de los reactivos. En la reacción de neutralización completa se cumple que: Nº equivalentes ácido = Nº equivalentes base Recuerda: Nº equivalentes = moles valencia MEAF 4

5 7. Importancia del ph. Volumetrías El ph de una disolución varía cuando se añade disolvente o al agregar pequeñas cantidades de ácido o base. DISOLUCIONES REGULADORAS: amortiguadoras, tampón o buffer, son aquellas en las que su ph se modifica muy poco cuando se añaden cantidades moderadas de ácidos o bases. Están formadas por: ÁCIDO DÉBIL/SAL BASE CONJUGADA (Ej. Ácido acético/acetato de sodio) o bien por BASE DÉBIL/SAL ÁCIDO CONJUGADO (Ej. Amoníaco/cloruro de amonio). = + á = + Indicadores ácido-base: son compuestos ácidos o bases orgánicos débiles. Se caracterizan por presentar coloración distinta en su forma ácida y básica. El cambio de color se produce en un intervalo de ph de unas 2 unidades que se llama Intervalo de viraje. Ejemplos: naranja de metilo, fenolftaleína, rojo de metilo, azul de bromotimol, tornasol, etc. papel. El papel indicador es una mezcla de varios indicadores que tienen como soporte una tira de Valoraciones ácido-base: consiste en medir el volumen del ácido (o base) de concentración conocida que se necesita para neutralizar un volumen determinado de base (o ácido) de concentración desconocida. á á = N: normalidad (nºequivalentes/l) V: Volumen (L) Recuerda: N=M valencia PRÁCTICAS LABORATORIO 1. Valoración de una disolución acuosa de un ácido fuerte con una base fuerte. 2. Medida del ph de disoluciones acuosas de diversos ácidos, bases y sales. MEAF 5