TEMA 7 ÁCIDOS Y BASES
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- María Teresa Rubio Herrera
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1 TEMA 7 ÁCIDOS Y BASES
2 ÍNDICE 7.1. Concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted-Lowry - Pares ácido-base conjugados 7.2. Fuerza relativa de los ácidos. Contantes y grado de disociación 7.3. Equilibrio iónico del agua 7.4. Concepto, cálculo y medida de ph. Importancia del ph 7.5. Reacciones de neutralización. Punto de equivalencia 7.6. Volumetrías ácido-base. Aplicaciones 7.7. Sales en disolución acuosa. Hidrólisis 7.8. Ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana: amoniaco, ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. Lluvia ácida - Problemas 1 a 5.
3 7.1 Concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius Ácido: Sustancia que en disolución acuosa da H + (o H 3 O + ) HCl H + (aq) + Cl - (aq) Base: Sustancia que en disolución acuosa da OH - NaOH Na + (aq) + OH - (aq) Limitaciones: - Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH 3 aq.) - Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general
4 Teoría de Brönsted-Lowry Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder H + (o H 3 O + ) Base: Especie que tiene tendencia a aceptar H + CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 Transferencia de un protón Pares ácido-base conjugados Ventajas: - Ya no se limita a disoluciones acuosas - Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH 3 NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) Sustancia anfótera: puede actuar como ácido o como base, p.ej. H 2 O, HCO 3 y HS (p.ej. 2 HCO 3 H 2 CO 3 + CO 3 2 )
5 7.2 Fuerza relativa de los ácidos. Constantes de disociación Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Medida cuantitativa: constante de equilibrio en disolución acuosa HA(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será K a (menor pk a ) Caso extremo de un ácido fuerte: se encuentra totalmente disociado (K a >> 1, K a ) P.ej. HCl, HNO 3, HClO 4
6 Para las bases es similar: B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) [BH ][OH [B] - K b ] Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será K b (menor pk b ) Caso extremo de una base fuerte: se encuentra totalmente disociada (K b >> 1, K b ) P.ej. NaOH, KOH Grado de disociación α Define el carácter débil o fuerte de un electrolito HA + H 2 O A + H 3 O [A ][H3O ] c conc. inicial: c Ka conc. eq.: c(1-α) c α c α [HA] 1- BOH B + + OH K b [B ][OH [BOH] - ] 2 c 1-
7 7.3 Equilibrio iónico del agua 7.4 Concepto, cálculo y medida de ph. Importancia del ph Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Tomando logaritmos y cambiando el signo - log = - log [H 3 O + ] - log [OH - ] K w = [H 3 O + ][OH - ] Producto iónico del agua, a 25ºC, K w = ph = - log [H 3 O + ] poh = - log [OH - ] 14 = ph + poh Agua pura: [H 3 O + ] = [OH - ] ; [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 ph = 7 Disolución neutra Disolución ácida: [H 3 O + ] > [OH - ] ph < 7 Disolución básica: [H 3 O + ] < [OH - ] ph > 7
8 7.5 Reacciones de neutralización. Punto de Equivalencia 7.6 Volumetrías ácido-base. Aplicaciones Reacciones ácido-base: neutralización H + (ac) + OH (ac) H 2 O N ácido V ácido = N base V base P. ej. HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O (l) Determinación de la concentración de un ácido o de una base en una disolución problema VALORACIÓN ÁCIDO-BASE (volumetría) Disolución de concentración de base (o ácido) conocida + Disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida Medida del volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Neutralización completa: PUNTO DE EQUIVALENCIA
9 Cuándo se ha llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del ph en función del volumen añadido Punto de equivalencia (punto final de la valoración): punto de inflexión de la curva de valoración P.ej. ph Punto de equivalencia Volumen de base
10 ph del punto de equivalencia? Si se valora ácido fuerte con base fuerte (o al revés) Þ ph = 7 Si se valora ácido débil con base fuerte Þ ph > 7 Si se valora base débil con ácido fuerte Þ ph < 7 Cómo se sabe que se ha llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración? Mediante un indicador apropiado Cambia de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia (También se puede emplear p. ej. un ph-metro)
11 7.7 Sales en disolución acuosa. Hidrólisis Disoluciones de sales Carácter ácido, básico o neutro Dependiendo de si alguno de los iones procedentes de la disociación de dicha sal reaccionan con el agua HIDRÓLISIS i) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte P.ej. NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Procede de una base fuerte (NaOH) No se hidroliza Procede de un ácido fuerte (HCl) No se hidroliza Disolución neutra
12 ii) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil P.ej. NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4+ (aq) + Cl - (aq) Procede de una base débil (NH 3 ) Se hidroliza Procede de un ácido fuerte (HCl) No se hidroliza NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Disolución ácida K h [NH3][H 3O [NH ] 4 ] K a (NH 4 ) K b K w (NH 3 )
13 iii) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte P.ej. CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) Procede de un ácido débil (CH 3 COOH) Se hidroliza Procede de una base fuerte (NaOH) No se hidroliza CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) Disolución básica K h [CH3COOH][OH - [CH COO ] 3 - ] K b (CH COO 3 - ) K a K w (CH COOH) 3
14 iv) Sales procedentes de ácido débil y base débil P.ej. NH 4 CN (s) H 2 O NH 4+ (aq) + CN - (aq) Procede de una base débil (NH 3 ) Se hidroliza Procede de un ácido débil (HCN) Se hidroliza Si K h (catión) > K h (anión) Þ Disolución ácida Si K h (catión) < K h (anión) Þ Disolución básica Si K h (catión) = K h (anión) Þ Disolución neutra - Para este caso, NH 4 CN disolución básica - Si fuese NH 4 CH 3 COO disolución neutra
15 7.8 Ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana: amoniaco, ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. Lluvia ácida Algunos usos de ácidos y bases son: Ácido sulfúrico H 2 SO 4. Presente en las baterías de automóviles. Ácido nítrico HNO 3. Se emplea en la fabricación de explosivos y fertilizantes. Ácido clorhídrico HCl. Forma parte de los jugos gástricos (líquidos digestivos del estómago) y usado en limpieza y en los laboratorios. Otros ácidos muy utilizados: ácido acético (en el vinagre), ácido acetilsalicílico (aspirina, analgésico), ácido ascórbico (vitamina C), ácido cítrico (en el jugo de limón y otros cítricos), ácido bórico (antiséptico e insecticida), ácido carbónico (fabricación de bebidas carbonatadas). Amoníaco NH 3 o NH 4 OH. Limpiadores domésticos en solución acuosa. Otras bases muy utilizadas: hidróxido de sodio (sosa cáustica, limpiador de tuberías y hornos y para pinturas), hidróxido de calcio (cal apagada, utilizada en construcción), hidróxido de magnesio (antiácido y laxante), hidróxido de potasio (jabón suave).
16 LLUVIA ÁCIDA La lluvia ácida es causada por la quema de los combustibles fósilescarbón y petróleo- de las centrales eléctricas, las calderas industriales y los vehículos. Cómo se produce? El dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno, reaccionan con el agua que se encuentra en la atmósfera, formando ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente. Estas partículas pueden ser transportadas por el viento, que al cabo de días o semanas precipitan en forma de lluvia ácida sobre la vegetación, y se filtran por el suelo, lo que provoca una lenta deforestación.
17 Problema 1. Una disolución acuosa 0,1 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un ph de 4,8. Calcule: a) Las concentraciones en el equilibrio de todas las especies presentes en la disolución. b) La constante de ionización de HA y su grado de ionización en tanto por ciento. a) HA H + + A (o también HA + H 2 O H 3 O + + A ) (0,1 x) x x x = [H + ] = 10 4,8 = 1, M; [H + ] = [A ] = 1, M [HA] = 0,1 1, M 0,1 M; [OH ] = K w / [H + ] = / 1, = 6, M b) K a = (1, ) 2 / 0,1 = 2, ; Grado de ionización = 1, / 0,1 = 0,0158 %
18 Problema 2. Se tiene una disolución de ácido nítrico de ph = 2,3. a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen de la misma es de 250 ml. b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 ml de la disolución anterior. c) Determine el ph de la disolución obtenida al añadir 25 ml de hidróxido de sodio 10 3 M a 25 ml de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos. Datos. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1 a) HNO 3 NO 3 + H + (o también HNO 3 + H 2 O NO 3 + H 3 O + ) [NO 3 ] = [H + ] = 10 2,30 = M; moles NO 3 = ,250 = 1, b) Estequiometría NaOH:HNO 3 1:1 moles NaOH = moles HNO 3 = ,025 = 1, masa NaOH = 1, = g c) Moles NaOH = 0,001 0,025 = 2, ; moles HNO 3 = ,025 = 1, moles HNO 3 exceso = 1, , = [H + ] = moles / 0,050 L = 0,002 M; ph = log[h + ] = 2,7
19 Problema 3. Se dispone de una disolución acuosa que en el equilibrio tiene una concentración en protones de 10 3 M y que contiene, entre otras especies, ácido fórmico (ácido metanoico) en concentración 0,2 M. a) Calcule qué concentración de ion formiato tiene dicha disolución. b) Calcule la constante de basicidad del ion formiato o metanoato Es una base débil o fuerte? c) Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0,1 M habría que tomar para preparar 100 ml de una disolución del mismo ph que la disolución 0,2 M de ácido fórmico. Dato: K a ácido fórmico = a) HCOOH + H 2 O H 3 O + + HCOO K a = [HCOO ] [H 3 O + ] / [HCOOH]; = [HCOO ] 10 3 / 0,2; [HCOO ] = 0,4 M b) K b = K w / K a = / = K b es muy baja, luego el ion formiato es una base muy débil c) HCl H + + Cl ; [H + ]= 10-3 M; luego ph = 3 c V = c V ; V 0,1 = ; V = 1 ml
20 Problema 4. Calcular el volumen de una disolución de hidróxido de sodio 2,5 M necesario para neutralizar 10 ml de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,84 g/ml. Datos. Masas atómicas: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1 NaOH Na + + OH ; [OH ] = [NaOH] inicial = 2,5 M; moles OH = 2,5 V NaOH H 2 SO H 2 O SO H 3 O + (aunque su segunda disociación no es total) [H 2 SO 4 ] = ( / ) / 1 = 18,0 M [H 3 O + ] = 2 [H 2 SO 4 ]inicial = 2 18,0 = 36,0 M moles H 3 O + = 36,0 0,01 L = 0,36 Para la completa neutralización: moles H 3 O + = moles OH ; 0,36 = 2,5 V NaOH V NaOH = 0,144 L
21 Problema 5. Calcular el ph de las disoluciones resultantes al diluir a un volumen de 100 ml las siguientes disoluciones: a) 25 ml de una disolución de NaOH 0,5 M b) 10 ml de una disolución de acetato sódico 1,0 M Dato: K a ácido acético = 1, a) Moles NaOH = 0,5 M 0,025 L = 0,0125; por ser base fuerte está totalmente disociada NaOH Na + + OH ; [OH ] = [NaOH] inicial = 0,0125 moles / 0,1 L = 0,125 M poh = log [OH ] = 0,9; ph = 14 poh = 13,1 b) Moles NaCH 3 COO = 1,0 0,010 L = 0,01; [NaCH 3 COO] = 0,01 moles / 0,1 L = 0,1 M La sal disuelta, está totalmente disociada NaCH 3 COO CH 3 COO + Na + ; [CH 3 COO ] = 0,1 M Na +, por proceder de una base fuerte, es estable frente al agua y no reacciona, pero el CH 3 COO procede de un ácido débil, reacciona con el agua para dar de nuevo el ácido del que procede: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH ; K b = K w / K a = / 1, = 5, (0,1 x) x x 5, = x 2 / (0,1 x) x = [OH ] = 7, M ; poh = 5,13; ph = 14 poh = 8,87
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