Reacciones de transferencia de protones. Ácido Base

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1 TEMA 6 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. ÁCIDO BASE 1 INTRODUCCION 1.1 PRIMERAS IDEAS DE ÁCIDO Y DE BASE 1.2 TEORIA DE ARRHENIUS 1.3 TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS ANFÓTEROS 1.4 COMPARATIVA DE LAS TEORÍAS 2 IONIZACIÓN DEL AGUA 2.1 CONCEPTO DE ph 3 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES 3.1 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS 3.2 INFLUENCIA DE LOS ÁCIDOS EN LA SOLUBILIDAD DE LAS SALES 3.3 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 4 CÁLCULO DEL ph EN DISOLUCIONES ÁCIDAS O BÁSICAS 4.1 DISOLUCIÓN DE ÁCIDO FUERTE 4.2 DISOLUCIÓN DE ÁCIDO DÉBIL 4.3 DISOLUCIÓN DE BASE FUERTE 4.4 DISOLUCIÓN DE BASE DÉBIL 5 HIDRÓLISIS 5.1 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE 5.2 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE 5.3 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL 5.4 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL 5.5 TABLA RESUMEN DE LOS EQUILIBRIOS DE HIDRÓLISIS 6 EFECTO DE IÓN COMÚN 7 DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGUADORAS 7.1 DISOLUCIÓN REGULADORA: ÁCIDO DÉBIL MÁS SU SAL 7.2 DISOLUCIÓN REGULADORA: BASE DÉBIL MÁS SU SAL 8 INDICADORES Y MEDIDORES DE ph 9 VALORACIONES Y CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO BASE 1

2 1 INTRODUCCIÓN 1.1 PRIMERAS IDEAS DE ÁCIDO Y BASE Las primeras clasificaciones de las sustancias se hicieron atendiendo a sus propiedades. En 1663, Robert Boyle indicó estas propiedades: ÁCIDOS BASES Tienen sabor agrio Tienen sabor amargo Toman un color característico con los indicadores. Con el papel Toman un color característico con los indicadores. Con el papel tornasol, rojo tornasol, azul Reaccionan con metales desprendiendo H 2 Disuelven algunas grasas (reacciones de saponificación) Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad Neutralizan los efectos de las bases Neutralizan los efectos de los ácidos En 1774, Rouelle definió las bases como sustancias que reaccionan con los ácidos para formar una sal. ALGUNOS ÁCIDOS ALGUNAS BASES HCl NaOH (sosa cáustica) H2SO4 KOH (potasa) HNO3 NH3 Vinagre (ácido acético) Carbonatos Jugos de frutas (ácido cítrico) 1.2 TEORÍA DE ARRHENIUS Ácido es toda sustancia eléctricamente neutra que, en disolución Base es toda sustancia eléctricamente neutra que, en disolución acuosa, se disocia dando protones ( H) y el correspondiente acuosa, se disocia dando iones oxidrilo o hidroxilo (OH ) y el anión. HA H A correspondiente catión. BOH B OH EJEMPLO: HCl H Cl y H2SO4 2H SO 2 4 EJEMPLO: NaOH Na OH y Ca(OH)2 Ca2 2OH Reacción de neutralización es la que se produce al reaccionar un ácido y una base, los iones H con los OH, para dar H 2O. Con la desaparición de estos iones la disolución deja de ser básica o ácida: HA BOH H A B OH BA H2O Ácido agua sal agua Problemas de la teoría de Arrhenius: 1 No justifica el comportamiento básico de algunas sustancias que no contiene OH, como el NH3 o el CO32. 2 Limita el comportamiento ácido/base a sustancias eléctricamente neutras y solubles en agua. Se limita a disoluciones acuosas. *Hay que saber que Los iones hidrógeno o protones (H) no están libres en disolución acuosa, sino hidratados, formando el ión oxonio o hidronio (H 3O (aq)) aunque se puede y suele representar como H (aq). El ión hidroxilo u oxidrilo, también se encuentra hidratado y se expresa como OH (aq). 2

3 1.3 TEORÍA DE BRÖNSTED LOWRY La teoría de Bönsted y Lowry establece que: Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H). Base es toda sustancia capaz de aceptar protones (H). Así, las reacciones de neutralización suponen la transferencia de un protón de un ácido a una base. En ese año, Lewis presentó otra teoría, según la cual: ácido es toda sustancia capaz de donar un par de electrones y base es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones. ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS Cuando un ácido cede un protón, se convierte en su base conjugada, cuando una sustancia acepta un protón se convierte en su ácido conjugado: HA B A ácido 1 base 2 base 1 HB ácido 2 a esto se le conoce como pares conjugados. ACTIVIDAD A Señala cuáles son los pares conjugados de los siguientes ácidos y bases: ÁCIDOS BASES CONJUGADAS BASES HCl Cl H2O H2O CO32 H3O NH4 HCO3 ÁCIDOS CONJUGADOS NH3 OH ANFÓTEROS Los anfóteros son sustancias que, a veces se comportan como ácidos y, a veces, se comportan como bases. También se les llama sustancias anfipróticas. Estas especies tienen la capacidad de ceder o aceptar protones. EJEMPLOS: El H2O El ión bicarbonato (HCO 3) H2O NH3 NH OH se comporta como ácido HCO3 2 NaOH Na2CO3 H2O H2O HCl H30 Cl HCO3 HCl H2CO3 Cl 4 se comporta como base se comporta como ácido se comporta como base 3

4 1.4 COMPARATIVA ENTRE LAS TEORÍAS ASPECTO ARRHENIUS BRÖNSTED LOWRY Definición de ácido Compuesto que en agua de H Especie que cede protones Definición de base Compuesto que en agua da OH Especie que acepta protones Reacción ácido base H OH H2O HA B A BH Tipo de sustancias Compuestos Compuestos e iones Disolvente Agua Agua y otros disolventes 2 IONIZACIÓN DEL AGUA Para realizar el estudio de estas reacciones nos vamos a centrar en el medio acuoso. El agua conduce la electricidad, aunque en una proporción muy pequeña. Esto es debido a que tiene la capacidad de ionizarse. La reacción de autoionización del agua, también llamada autoprotólisis del agua, es una reacción ácidobase: H2O H2O H3O OHUna molécula de agua se comporta como ácido y la otra como base (recordemos que el agua es una sustancia anfótera, como ya hemos visto). La constante de equilibrio para este proceso se escribe como: K= [ H 3 O1 ] [OH 1 ] 2 [ H 2 O] como la ionización del agua es muy pequeña, a concentración del agua se puede considerar aproximadamente constante y, se puede englobar dentro del valor de la constante k, de modo 2 que: K w =k [H 2 O ] donde, Kw es el producto iónico del agua. Su valor varía ligeramente, para 25 ºC, Kw = 1014 El valor de [H 3O] está relacionado con el de [OH ] a partir de K w; K w =[ H 3 O1 ] [OH 1]=10 14, podemos concluir que: Disoluciones neutras [H3O] = [OH] [H3O] = 107 y [OH] = 107 Disoluciones ácidas [H3O] > [OH] [H3O] > 107 y [OH] < 107 Disoluciones básicas [H3O] < [OH] ACTIVIDAD B En qué unidades se mide Kw? [H3O] < 107 y [OH] > 107 ACTIVIDAD C Basándote en el principio de Le Chatelier, razona si el número de moléculas ionizadas en un recipiente que contiene agua pura es mayor, menor o igual que el que hay en una disolución ácida o básica. ACTIVIDAD D A un recipiente con agua se añade NaOH hasta que a concentración de iones OH es de 101 M. Calcula [H3O] e indica si se trata de una disolución ácida o básica. 4

5 ACTIVIDAD E Justifica si es posible la existencia de una disolución acuosa en la que no existan iones oxidrilo. 2.1 EL CONCEPTO DE ph El concepto de ph se debe al químico danés Sören Sörensen. En una disolución, la concentración de iones H 3O y OH varía en un amplio intérvalo. Para facilitar las operaciones con las concentraciones de estos iones, en 1909, Sörensen introdujo el concepto de ph y su correspondiente concepto de poh, que permitían trabajar en escalas logarítmicas y, por tanto, con números más sencillos. ph = log [H3O] Como ya sabemos, y K w =[ H 3 O1 ] [OH 1]=10 14 poh = log [ OH] con lo que, tomando logaritmos negativos se obtiene: log Kw = log 1014 = log [H3O] log [ OH] 14 = ph poh Así pues, la tabla anterior, se puede completar añadiendo una nueva columna, tal y como se ve a continuación: Disoluciones neutras [H3O] = [OH] [H3O] = 107 y [OH] = ph = 7 ; poh = 7 7 Disoluciones ácidas [H3O ] > [OH ] [H3O ] > 10 y [OH ] < 10 ph < 7 ; poh > 7 Disoluciones básicas [H3O] < [OH] [H3O] < 107 y [OH] > 107 ph > 7 ; poh < 7 5

6 ACTIVIDAD F A un recipiente con agua se le añade NaOH hasta que la concentración de iones OH es 101. Calcula su ph e indica si se trata de una disolución ácida o básica. ACTIVIDAD G Justifica si es posible que exista una disolución cuyo ph sea nulo. ACTIVIDAD H Los ph del zumo de limón y de las lágrimas son, respectivamente, 2,4 y 7,4. Calcula [H3O ] en ambos casos. 3 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Para empezar, es importante que se recuerde que no hay que confundir la fortaleza de un ácido con su concentración, ya que nada tienen que ver. Un ácido puede ser muy fuerte y presentarse en una disolución muy diluido o al contrario, ser muy débil y encontrarse muy concentrado. Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor sea su capacidad para aceptar protones. Como los procesos ácido base suponen la transferencia de protones de un compuesto a otro, la fortaleza de un ácido dependerá del compuesto que actúe como base y viceversa. Será pues, una fuerza relativa. La fortaleza relativa de los ácidos y las bases la medimos a través de su capacidad para ceder o captar protones en disolución acuosa. La fuerza relativa dependerá del desplazamiento a la derecha de los equilibrios siguientes: HA H2O H3O A y B H2O BH OHSi se trata de un ácido fuerte o base fuerte, el proceso estará totalmente desplazado a la derecha, como ocurre con el HCl o NaOH. En los ácidos o bases débiles, solo se desplaza parcialmente y se alcanza un equilibrio, como ocurre con el ácido acético o el amoníaco. [ H 3 O1 ] [ A 1 ] Así pues, en el equilibrio: K= [ H 2 O] [HA ] y K= [BH 1 ] [OH 1] suponiendo que [H2O] [ H 2 O] [B] permanece prácticamente constante se puede definir: [ A 1 ] [H 3 O1] Ka = K [H2O] = [ HA] [BH 1 ] [OH 1 ] y Kb = K [H2O] = [ B] donde Ka y Kb son las constantes de acidez y basicidad. Cuanto mayor sea su valor, mayor será la fortaleza del ácido o la base correspondiente. Se define el grado de ionización α = [ A 1 ] [ HA] o [BH 1 ] α = [B] como la relación entre la concentración en el equilibrio de la especie ionizada y la concentración inicial de la especie sin ionizar. * Cuando reaccionan entre sí dos ácidos, la especie que se comporta como ácido será la que tenga mayor Ka. 6

7 ACTIVIDAD I Puede el ión HCO3 ceder su protón al ión CH3COO? Y el ión HSO4? Consulta la tabla de la página siguiente. 3.1 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES CONJUGADAS FUERZA RELATIVA DE PARES ÁCIDOBASE CONJUGADOS En el ácido débil el equilibrio de disociación está poco desplazado hacia la derecha y, por tanto, el proceso inverso estará muy desplazado a la izquierda. Por tanto, la base conjugada de un ácido débil será una base fuerte y viceversa. Por similitud con el concepto de ph se define: pka = log Ka y pkb = log Kb Entre la constante de acidez y basicidad de un par conjugado se establece la siguiente relación: Kw =1014 = Ka kb 3.2 INFLUENCIA DE LOS ÁCIDOS EN LA SOLUBILIDAD DE LAS SALES Si se tiene una sal poco soluble, cuyo anión es la base conjugada de un ácido débil, se puede disolver si se le añade un ácido fuerte. Los protones del ácido se unirán al anión ara formar el 7

8 ácido débil, haciendo que desaparezca del medio el anión de la sal. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, si desaparece el anión de medio, el equilibrio se desplazará a la derecha, aumentando de esta forma la solubilidad de la sal. Veámoslo con un ejemplo: CaCO3 (s) Ca2 (aq) CO32 (aq) El CaCO 3 (s) es una sal poco soluble. El anión CO32 (aq) es su base conjugada. Añadiendo un ácido fuerte, como HCl, tendrá lugar el siguiente proceso: 2HCl (aq) CO32 (aq) H2CO3 (aq) 2Cl (aq) y se forma el H2CO3 (aq) que es un ácido débil. 3.3 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Son aquellos ácidos que tienen más de un protón ácido y, pueden ceder los protones de foema secuencial. Las constantes de acidez de los sucesivos procesos suelen ser cada vez menores, cada vez se comportan como ácidos más débiles. 4 CÁLCULO DEL ph EN DISOLUCIONES ÁCIDAS O BÁSICAS Hay que recordar que la disolución de un ácido débil o una base débil es un problema de equilibrio químico. **Tienes que saber que el grado de ionización, α, cuando se trabaja con ácidos y bases débiles, a veces se usa directamente para resolver equilibrios. EJEMPLO: HA H2O A H3O inicial c ioniza c α c α c α c c α c α c α equilibrio Ka = [ A 1 ] [H 3 O1 ] = [ HA] c α c α = c c α c α 2 1 α 8

9 4.1 DISOLUCIÓN DE ÁCIDO FUERTE Un ácido fuerte en disolución estará totalmente disociado. En consecuencia, cada mol de ácido (HA) se convertirá en un mol de H3O. EJEMPLO: HCl H2O Cl 0,5 M 0,5M H3O ph = log [H3O] = log 0,5 = 0,3 0,5M 4.2 DISOLUCIÓN DE ÁCIDO DÉBIL Un ácido débil en disolución estará parcialmente disociado y será necesario plantear el equilibrio de ionización. EJEMPLO: CH3COOH 0,5 M. Ka = 1,8 105 a 25ºC CH3COOH H2O CH3COO H3O inicial 0,5 0 0 ioniza x x x 0,5x x x equilibrio [CH 3 COO 1 ] [ H 3 O1] [ x] [ x] Ka = 1,8 105 = x = 3 103M [0,5 x ] [CH 3 COOH ] ph = log [H3O] ph= log = 2,52. También podemos calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio o el grado de ionización, α. Α= [CH 3COO 1 ] = [CH 3 COOH ] ( ) = (0,5) ACTIVIDAD J Calcula el ph y el grado de ionización de una disolución de ácido acético que sea 0,1 M, 0,05 M y 0,005 M. Qué relación podemos establecer entre el grado de ionización y la concentración inicial de ácido? Ka = 1, DISOLUCIÓN DE BASE FUERTE Una base fuerte en disolución estará totalmente disociada. En consecuencia, cada mol de base (B) se convertirá en un mol de OH. EJEMPLO: B 0,5 M H2O OH0,5M BH 0,5M poh = log [OH] = log 0,5 = 0,3 Teniendo en cuenta que ph poh = 14 ph = 13,7. 9

10 4.4 DISOLUCIÓN DE BASE DÉBIL Una base débil en disolución estará parcialmente disociada y será necesario plantear el equilibrio de ionización. EJEMPLO: NH3 0,5 M. Kb= 1,8 105 a 25ºC NH3 H2O OH NH4 inicial 0,5 0 0 ioniza x x x 0,5x x x equilibrio 1 [NH 1 [ x] [ x] 4 ] [OH ] Kb = 1,8 105 = x = 3 103M [0,5 x ] [ NH 3 ] poh = log [OH] poh= log = 2,52. Teniendo en cuenta que ph poh = 14 ph = 11,48 También podemos calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio o el grado de ionización, α. α= [NH 1 4 ] = [ NH 3 ] ( ) = el porcentaje de ionización será 0,6%. (0,5) ***Debes saber que, si las disoluciones ácidas o básicas son muy débiles, [H 3O] o [OH] inferiores a 107M, será necesario considerar entonces la concentración de estos iones que procede de la autoprotólisis del agua. ACTIVIDAD K Calcula cuál debe ser la concentración de una disolución de NaOH para que su ph sea 11,48. Compáralo con una disolución de amoníaco que presenta el mismo valor de ph. ACTIVIDAD L Calcula el ph de una disolución de NaOH cuya concentración sea de M Sería útil preparar disoluciones muy diluidas de este compuesto para preparar disoluciones moderadamente ácidas? ACTIVIDADES FOTOCOPIA 6, 7, 8, 15, 16, 17, 19, 20, 21, 22, 23, 24 y 25 5 HIDRÓLISIS Las sales son sustancias que resultan de la reacción de un ácido y una base. Al disolverse en agua, estas sustancias pueden producir un medio ácido o básico, por interacción de los iones de la sal con el agua. Esta reacción se conoce como hidrólisis. 10

11 El hecho de que los iones reaccionen o no con el agua dependerá de la fuerza del ácido o la base de la que procedan. 5.1 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE Los iones procedentes de un base fuerte y un ácido fuerte son un ácido débil y una base débil, respectivamente. No darán lugar a hidrólisis, debido a si poca fortaleza. En consecuencia, la disolución será neutra, de ph próximo o igual a 7, sea cual sea la concentración de la sal. ACTIVIDAD RESUELTA Analiza la posibilidad de que al disolver cada una de las siguientes sales se obtenga un medio neutro: CaS, CaCl2, N2CO3, NH4NO3 y LiF El medio será neutro si, al disolver la sal en agua, sus iones producen reacción de hidrólisis. Para ello, el anión debe ser la base conjugada de un ácido fuerte ( es decir, una base débil) y el catión debe ser el ácido conjugado de una base fuerte (es decir, un ácido débil). Consultando los valores de las constantes en la tabla podemos analizar el resultado. SAL ÁCIDO QUE ORIGINA EL CATIÓN BASE QUE ORIGINA EL ANIÓN DISOLUCIÓN NEUTRA CaS H2S, débil Cu(OH)2, fuerte NO CaCl2 HCl, fuerte Ca(OH)2, fuerte SI Na2CO3 H2CO3, débil NaOH, fuerte NO NH4NO3 HNO3, fuerte NH3, débil NO LiF HF, débil LiOH, fuerte NO 5.2 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE Al disolver en agua una sal de un ácido débil y una base fuerte se obtiene una disolución básica, ya que en la reacción de hidrólisis se producen iones OH. EJEMPLO: Disolución de acetato de sodio en agua. E l acetato de sodio procede del ácido acético (CH3COOH), un ácido débil, y es por tanto una base conjugada fuerte. Se obtiene por reacción de este ácido con NaOH, una base fuerte, por tanto el Na es un ácido débil, por ser el ácido conjugado de una base fuerte. La reacción de hidrólisis es: CH3COONa H2O Na CH3COO como el anión acetato es una base conjugada fuerte se produce la reacción con el agua: CH3COO H2O CH3COOH OH produciéndose iones OH y, en consecuencia,dando lugar a una disolución básica. 11

12 Para estas reacciones se puede definir una constante de equilibrio. K, tal que: k= [CH 3 COOH ] [OH 1 ] [CH 3 COO 1 ] [ H 2 O] se obtiene: k= si se multiplica esta expresión en numerador y denominador por [H] [CH 3 COOH ] [OH 1] [ H 1 ] 1 1 [CH 3 COO ] [H 2 O ] [H ] reorganizando la expresión : k= [CH 3 COOH ] [OH 1 ] [H 1] 1 1 [CH 3 COO ] [ H ] [H 2 O ] si consideramos que la concentración de agua se mantiene constante i la incluimos dentro del valor de la constante, se define la constante de hidrólisis como Kh= Kw ka También podemos definir el grado de hidrólisis como: α = [CH 3 COOH ] 1 [CH 3 COO ] 5.3 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL Al disolver en agua una sal procedente de un ácido fuerte y una base débil, se obtiene una disolución ácida, ya que, en la reacción de hidrólisis, se producen iones H 3O. EJEMPLO: Disolución de cloruro de amonio en agua. E l cloruro de amonio procede del ácido clorhídrico (HCl), un ácido fuerte, y es por tanto una base conjugada débil. Se obtiene por reacción de este ácido con NH 3, una base débil, por tanto el NH4 es un ácido fuerte, por ser el ácido conjugado de una base fuerte. El anión Cl no reacciona por ser extremadamente débil. La reacción de hidrólisis es: NH4Cl H2O NH4 Cl como el anión acetato es una base conjugada fuerte se produce la reacción con el agua: NH4 H2O H3O NH3 produciéndose iones H3O y, en consecuencia,dando lugar a una disolución ácida. Para estas reacciones se puede definir una constante de equilibrio. K, tal que: k= [H 3 O1 ] [ NH 3 ] 1 4 [NH ] [H 2 O ] obtiene: k= si se multiplica esta expresión en numerador y denominador por [OH ] se [H 3 O1 ] [ NH 3 ] [OH 1 ] 1 1 [NH 4 ] [H 2 O ] [OH ] reorganizando la expresión k= [NH 3 ] [ H 3 O1 ] [OH 1 ] 1 1 [ NH 4 ] [OH ] [ H 2 O] 12

13 si consideramos que la concentración de agua se mantiene constante i la incluimos dentro del valor de la constante, se define la constante de hidrólisis como K h= Kw kb También podemos [ NH 3 ] definir el grado de hidrólisis como: α = 1 [NH 4 ] 5.4 HIDRÓLISIS DE SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL En este tipo de situaciones no se puede predecir el carácter ácido o básico de la disolución resultante, ya que, tanto el ácido como la base conjugada que aparecen son de carácter fuerte y, el carácter de la disolución dependerá del valor de las constantes de acidez (K a) y basicidad (Kb) de los que proceden sus iones. Aún así, a pesar de la complejidad del análisis, de manera cualitativa se puede realizar un análisis: Ka >> Kb Kh Ka << Kb Kh anión >> K h Ka = Kb Kh anión =Kh anión << K h catión catión catión La disolución será ácida La disolución será básica La disolución será neutra 5.5 TABLA RESUMEN DE LOS EQUILIBRIOS DE HIDRÓLISIS TIPO DE SAL ION QUE SE HIDROLIZA EQUILIBRIO DE HIDRÓLISIS DISOLUCIÓN RESULTANTE Ácido fuerte base fuerte NaCl Ninguno Neutra Ácido débil base fuerte CH3COONa Anión CH3COO A H2O HA OH Básica Ácido fuerte base débil NH4Cl Catión NH4 BH H2O NH3 H3O NH4 H2O H3O NH3 Ácida Ácido débil base débil HA y B Anión y catión A H2O HA OHBH H2O NH3 H3O Impredecible, depende de Ka y Kb CH3COO H2O CH3COOH OH ACTIVIDAD M A partir de los datos de la tabla de constantes de acidez calcula la constante de hidrólisis de los aniones procedentes de varios ácidos débiles. Y a partir de las constantes de basicidad calcula la constante de hidrólisis de los cationes de varias bases débiles. 6 EFECTO DE IÓN COMÚN Cuando se tiene un sistema ácidobase en equilibrio y se le añade otra sustancia que aporte alguno de los iones que intervienen en el equilibrio, éste se verá alterado y el sistema evolucionará hasta alcanzar uno nuevo. El sentido de la evolución viene determinado por el 13

14 principio de Le Chatelier. La sustancia que cede un ión que influye en el equilibrio aporta un ión común. Si a una disolución de ácido débil se le añade un ácido fuerte, el aporte de H3O de este nuevo ácido desplaza el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo el grado de ionización del ácido débil. Si a una disolución de base débil se le añade una base fuerte, la base fuerte aporta OHa la disolución, desplazando el equilibrio hacia la izquierda y disminuyendo el grado de ionización de la base débil. Si a una disolución de una sal ácida se le añade un ácido fuerte, el ácido aporta iones H3O, haciendo que el equilibrio de hidrólisis del catión se desplace hacia la izquierda, disminuyendo el grado de hidrólisis del catión de la sal. Si a una disolución de una sal básica se le añade una base fuerte, la base hace que aumente la concentración de OH, haciendo que el equilibrio de hidrólisis se desplace hacia la izquierda, disminuyendo el grado de hidrólisis del anión de la sal. ACTIVIDAD N Si se dispone de una disolución acuosa de ácido fórmico, discute cómo afecta a su ph la adición de: a) ácido clorhídrico b) formiato de sodio c) cloruro de sodio ACTIVIDAD O Si se dispone de una disolución acuosa de benzoato de sodio, discute cómo afecta a su ph la adición de: a) hidróxido de potasio b) benzoato de potasio c) cloruro de potasio 7 DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGUADORAS Estas disoluciones, también conocidas como disoluciones tampón, tienen la propiedad de mantener fijo el ph del medio aunque se añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuertes. Las disoluciones reguladoras se pueden formar de dos maneras: un ácido débil más una sal de ese ácido débil, por ejemplo, ácido acético (CH 3COOH) y acetato de sodio (CH3COONa) 14

15 una base débil y una sal de esa base débil, por ejemplo, amoníaco (NH3) y cloruro de amonio (NH4) 7.1 DISOLUCIÓN REGULADORA: ÁCIDO DÉBIL MÁS UNA DE SUS SALES Vamos a verlo con un ejemplo: La sal estará totalmente disociada en sus iones: CH3COONa H2O Na CH3COO El equilibrio de disociación del ácido está regulado por su K a : CH3COOH H2O CH3COO H3O Ka= [CH 3 COO 1 ] [ H 3 O1 ] [CH 3 COOH ] La concentración del anión influye en el equilibrio de ionización del ácido, según el principio de Le Chatelier, el equilbrio se desplaza a la izquierda y disminuye la cantidad de ácido que se disocia. * Si se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte a la disolución reguladora, reacciona con la especie básica (el anión de la sal) y el resultado será un aumento de la concentración del ácido débil. * Si se añade una pequeña cantidad de base fuerte a la disolución reguladora, reacciona con la especie ácida y el resultado será un aumento de la concentración de la sal. ph = pka log [anión de la sal] [ácido ] 7.2 DISOLUCIÓN REGULADORA: BASE DÉBIL MÁS UNA DE SUS SALES La sal estará totalmente disociada en sus iones: NH4Cl H2O NH4 Cl El equilibrio de disociación de la base está regulado por su K b : NH3 H2O NH4 OH Kb= 1 [NH 1 4 ] [OHO ] [ NH 3 ] La concentración del catión influye en el equilibrio de ionización de la base, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza a la izquierda y disminuye la cantidad de base que se disocia. * Si se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte a la disolución reguladora, reacciona con la base y el resultado será un aumento de la concentración del catión de la sal 15

16 * Si se añade una pequeña cantidad de base fuerte a la disolución reguladora, reacciona con la especie ácida, que es el catión de la sal. El resultado será un aumento de la concentración de la base débil. poh = pkb log [catión de la sal ] [base] ACTIVIDADES FOTOCOPIA 31 y INDICADORES Y MEDIDORES DE ph Los indicadores son colorantes orgánicos, de fórmula compleja, cuyo valor cambia con el ph del medio. Su color suele ser intenso, por lo que basta una pequeña cantidad para colorear una disolución. Los indicadores son ácidos o bases débiles, con la propiedad de que el ácido y su base conjugada tienen colores distintos. EJEMPLO: El naranja de metilo tiene color rojo en su fórmula ácida y amarilla en su fórmula básica. INH (rojo) H2O In (amarillo) H3O En las disoluciones ácidas, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, obteniéndose un color rojo. En las disoluciones básicas, se desplazará a la derecha, obteniéndose el color amarillo. Para que se aprecie con claridad cada uno de los colores, la concentración de una de las formas debe ser entre 10 y 100 veces superior a la de la otra, no existe un valor de ph en el que se produzca el cambio, sino que tienen lugar gradualmente. Si se combinan diversos indicadores se puede preparar una mezcla que presente una coloración determinada para cada valor de ph. En eso se basa el papel indicador. Para medir con precisión el ph de una disolución se utilizan los phmetros, dispositivos electrónicos basados en la medida de la diferencia de potencial de una disolución 9 VALORACIONES Y CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO BASE Las valoraciones de ácidobase se usan para establecer la concentración de un ácido o una base. Su fundamento es la cantidad de base ( o de ácido) de concentración conocida que es necesaria para neutralizar un ácido (o una base) de concentración desconocida. Se alcanza el punto de equivalencia cuando la concentración de H es igual a la de OH aportada por la base. 16

17 Si el ácido es monoprótico y la base sólo capta un protón, el punto de equivalencia se alcanza cuando los moles de ácido y os de base son iguales. Si el ácido aporta dos protones y la base solo capta uno, el punto de equivalencia se alcanza cuando los moles de ácido son igual a la mitad de moles de la base. ACTIVIDAD RESUELTA Determina la concentración de una disolución de H 2SO4 si para neutralizar 10 ml hacen falta 15 ml de disolución de NaOH 0,5M. En primer lugar se debe plantear la reacción de neutralización: H2SO4 NaOH Na2SO4 2 H2O de la estequiometría de la reacción se deduce que el número de moles de ácido tiene que ser igual a la mitad de moles de la base: moles de base: n = V M nnaoh = ,5 = 7, moles de NaOH MH2SO4 = n = V 7, moles de NaOH 1mol H 2 SO 4 =3, moles de H 2 SO 4 2 mol NaOH 3, = 0,375 M Curvas de valoración La curva de valoración de un ácido es simétrica con respecto a la de una base. Cuando se valora un ácido fuerte con una base fuerte, o viceversa, el punto de equivalencia es 7. En las inmediaciones del punto final de la valoración se produce un gran salto en la curva, pequeñas cantidades añadidas producen grandes cambios en el ph. Para determinar el punto final de una valoración, puede utilizarse un indicador cuyo intervalo de viraje se encuentre dentro del salto de ph. ACTIVIDADES FOTOCOPIA 33, 34, y 37 17