Ácidos, bases y equilibrio iónico

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1 Material recopilado y redactado por Juan Pablo Colotta Módulo teórico 1 Fuente bibliográfica Ácidos, bases y equilibrio iónico Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius Prof. Juan Pablo Colotta Las sales, los ácidos y las bases son electrolitos, porque cuando se disuelven en agua sufren un proceso de disociación o ionización aportando iones de cargas opuestas a la solución, permitiendo que ésta conduzca la corriente eléctrica. Se denominan electrolitos fuertes a las sustancias que sufren una disociación o ionización completa y débiles si la disociación o ionización es parcial. Los electrolitos pueden ser iónicos o moleculares. Se denomina grado de disociación iónica (α) a la fracción de moléculas o iones disociados en la solución. Para una solución no electrolito el valor de α = 0, para un electrolito débil α es un número fraccionario pequeño (porque estos solutos existen en la solución en parte en forma disociadas y en parte como especie sin disociar) y para un electrolito fuerte en valor de α = 1. ÁCIDOS: Son sustancias agrias, corrosivas, que tiñen de rojo el papel de tornasol azul y pueden ser identificadas utilizando indicadores como la heliantina o el jugo de repollo colorado. A fines del siglo XIX, Arrhenius por medio de la teoría de la disociación electrolítica definió a un ácido como aquella sustancia que en solución acuosa libera cationes hidrógeno (H + ). La disociación de los ácidos fuertes monoprótico, se representa en forma general: HX (ac) H + (ac) + X - (ac) Ejemplo 1: disociación del ácido clorhídrico en agua: HCl (ac) H + (ac) + Cl - (ac) Ácido catión anión clorhídrico hidrógeno cloruro Ejemplo 2: disociación del ácido nítrico en agua: HNO 3 (ac) H + (ac) + NO 3 - Ácido catión anión nítrico hidrógeno nitrato (ac) Los ácidos fuertes dipróticos se representan de forma general: H 2 X (ac) 2 H + (ac) + X 2- (ac) Ejemplo de disociación del ácido sulfúrico: H 2 SO 4 (ac) 2 H + (ac) + SO 4 2- Ácido catión anión sulfúrico hidrógeno sulfato El catión H + sufre un proceso de hidratación transformándose en catión hidronio ( oxonio), según. (ac) H + (ac) + H 2 O (ac) H 3 O + (ac) Conclusión, los ácido cuando están en solución acuosa se disocian y el H +, producto de dicho proceso, se hidrata a H 3 O +. BASES: Son sustancias amargas, corrosivas, que tiñen de azul el papel de tornasol rojo y que pueden ser identificadas utilizando indicadores como la fenolftaleína o el jugo de repollo colorado. Según la clasificación de Arrhenius, una base es aquella sustancia que en solución acuosa libera aniones hidroxilos u oxhidrilos (OH) -. La disociación de las bases fuertes, se representa en forma general. MOH (ac) M + (ac) OH - (ac) Ejemplo 1: ionización del hidróxido de sodio en agua: NaOH (ac) Na + (ac) + OH - (ac) Hidróxido Catión Anión de sodio sodio hidroxilo 1 Se cita en la página 5. 1

2 Ejemplo 2: ionización de hidróxido de calcio en agua: Ca(OH) 2 (ac) Ca 2+ (ac) + 2 (OH) - (ac) Teoría de Bronsted y Lowry Hidróxido Catión Anión de calcio calcio hidroxilo La teoría de Arrhenius resultó incompleta para poder explicar el comportamiento ácido y básico de algunas sustancias Un concepto más amplio surgió con la teoría de Bronsted y Lowry en Esta teoría define a un ácido como toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H + ) y como base a toda sustancia capaz de aceptarlos. La teoría establece que si hay una sustancia que cede H + debe haber frente a ella otra que los acepte, es decir, no cabe hablar, según esta teoría, de ácidos y bases como entes aislados, sino más bien de pares ácido-base. Cada ácido tiene su base conjugada y cada base, su ácido conjugado. Según esta teoría, en una disolución, el agua toma parte activa, comportándose como ácido o como base, dependiendo del carácter de la sustancia con la que se enfrente. En el proceso de disociación de un ácido fuerte monoprótico, ocurre: HX (ac) + H 2 O H 3 O + (ac) + X - (ac) Ácido Base Ácido Base conjugado conjugada El proceso de disociación de un ácido débil monoprótico es: HX (ac) + H 2 O H 3 O + (ac) + X - (ac) Ácido Base Ácido Base conjugado conjugada El amoníaco, es una base débil ya que cuando está en agua ocurre: + NH 3 + H 2 O NH 4 (ac) + OH - (ac) Base agua Catión Anión amonio hidroxilo Siendo el amoníaco la base, el agua el ácido, el amonio ácido conjugado y el hidroxilo base conjugada. El comportamiento del agua El agua se encuentra muy poco ionizada (por éste motivo es mala conductora de la electricidad), aproximadamente se disocia 1 de cada 10 millones de moléculas. Este proceso se conoce como autoionización del agua (autoprotólisis), es reversible y endotérmico. La ecuación de autoprotólisis es: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Una solución es neutra cuando la concentración de H 3 O + es igual a la de OH -. Si en la solución predomina la cantidad molar de H 3 O + sobre la de OH - decimos que el medio es ácido y si predomina la cantidad molar de OH - decimos que el medio es básico o alcalino. En un litro de agua a 25ºC se encuentran presentes 1 x 10-7 moles de H 3 O + y 1 x 10-7 moles de OH -, es decir que a 25ºC la [H 3 O + ] y la [OH - ] es la misma. Cuando se necesita indicar la concentración de H 3 O + o OH - en soluciones muy diluidas (menores a 1 M aproximadamente) se utiliza la escala de ph, que es logarítmica y hace referencia a la [H 3 O + ], o la del poh que hace referencia a la [OH - ]. Matemáticamente el ph se define de la siguiente manera: ph = - log [H 3 O + ] El ph de una solución se define como el logaritmo decimal de la concentración de iones hidronio cambiado de signo. Aplicando la fórmula descripta anteriormente podemos calcular el ph del agua a 25ºC: ph = - log [1 x 10-7 ] siendo el resultado igual a 7, entonces concluimos que el ph del agua a 25ºC es 7. 2

3 Un ph =7 significa neutralidad a 25ºC, porque la concentración de [H 3 O + ] y la [OH - ] es 1 x 10-7, pero sólo a esa temperatura; porque, por ejemplo, a la temperatura del cuerpo humano la [H 3 O + ] y la [OH - ] es 1,5848 x 10-7 por lo que el ph neutro en nuestro cuerpo es 6,8. La escala de ph habitualmente toma valores entre el cero y el catorce, sin embargo la escala podría extenderse de esos límites. [H 3 O + ] (moles/ dm 3 ) 1 1x10-1 1x10-2 1x10-3 1x10-4 1x10-5 1x10-6 1x10-7 1x10-8 1x10-9 1x x x x x ph Acidez creciente Neutro (a 25ºC) Alcalinidad creciente La escala de ph proporciona un método conveniente para expresar la acidez o la basicidad de las soluciones acuosas diluidas (menor a concentraciones 1 molar). Se observa también que: Una solución es ácida a 25ºC cuando: [H 3 O + ] > 1 x 10-7 M y ph < 7 Una solución es neutra a 25ºC cuando: [H 3 O + ] = 1 x 10-7 M y ph = 7 Una solución es básica a 25ºC cuando: [H 3 O + ] < 1 x 10-7 M y ph > 7 Cuando el valor de [H 3 O + ] aumenta el ph disminuye, y viceversa. Como la escala de ph es logarítmica y la escala de [H 3 O + ] es aritmética, todo aumento o disminución en una unidad en el ph provoca un cambio 10 veces mayor o menor en la [H 3 O + ]. Experimentalmente el ph puede medirse con papel indicador de ph (que son tiritas de papel impregnadas con diferentes indicadores. El color que adquiere la tira de papel indica aproximadamente el ph de la solución). También puede utilizarse un ph-metro electrónico. Los electrodos conectados al ph-metro electrónico se sumergen en la solución y el ph se lee directamente en la pantalla del instrumento. En las siguientes tablas se muestra el ph de algunos líquidos a 25ºC. Solución ph-metro digital Solución ph Solución ph Jugos gástricos de 1 a 3 Agua pura 7 Jugo de limón 2,4 Sangre de 7,35 a 7,45 Vinagre 2,7 Jabón 9,8 Soda 4,2 Amoníaco para uso doméstico 12 Leche 6,5 Agua de cal 12,4 Saliva de 6,2 a 7,4 Destapa cañerías 13,2 El concepto de poh se define en forma análoga al ph, o sea que: poh = - log [OH - ] A 25ºC: ph + poh = 14 Con esto podemos decir que el ph del agua a 25ºC es 7 y por lo tanto el poh también. Siempre que medimos el ph de una solución podríamos además determinar su poh. Por ejemplo, en el caso del vinagre (el tercero de la tabla) su ph es 2,7 por lo que su poh sería 11,3. 3

4 NEUTRALIZACIÓN Y FORMACIÓN DE SALES Si se adiciona cierta masa de un ácido a una solución alcalina, o viceversa, los H + que aporta la sustancia ácida reaccionan con los OH del medio alcalino para formar agua, además se forma una sal entre el catión que poseía el hidróxido y el anión del ácido, éste proceso se denomina neutralización. Neutralización es la reacción que ocurre entre los iones hidrógeno de un ácido y los iones oxhidrilos de una base para dar agua, con la consiguiente formación de una sal. Por ejemplo, si se desea neutralizar una solución de ácido clorhídrico, tendríamos primero que conocer la cantidad de moles H 3 O + que están presentes en la solución, porque esa misma cantidad de moles pero de OH - es la que tendríamos que adicionar a la solución para neutralizarla (ya que un medio neutro posee la misma cantidad de moles de H 3 O + que de OH - ). ACTIVIDADES 1- Cuántos moles de hidróxido de sodio se necesitan para neutralizar dos litros de solución acuosa de ácido nítrico ph:1?. Expresar también el resultado en gramos de hidróxido de sodio. 2- Se disuelven 125 g de hidróxido de sodio en agua, formando 10 litros de solución alcalina. Calcular: a) el ph de la solución resultante. b) Los ml de solución de ácido clorhídrico 2 M que se deberían adicionar para neutralizar la solución. c) Los ml de solución de ácido sulfúrico 2 M que se deberían adicionar para neutralizar la solución si no se utilizaría el ácido clorhídrico. d) Escribir las ecuaciones químicas que representan las neutralizaciones en b y c. 3- Indicar la ecuación de formación de las siguientes sales: a) cloruro cuproso c) bromato férrico e) cianuro de sodio g) nitrito crómico b) hipoclorito de sodio d) sulfato de amonio f) fosfato de sodio h) nitrato plúmbico Respuestas: 1-0,2 moles 8 g a) 13,5 b) 1562,5 cm 3 c) 781,25 cm 3 d) NaOH + HCl (aq) NaCl + H 2 O 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2 H 2 O 3- a) CuOH + HCl (aq) CuCl + H 2 O b) NaOH + HClO (aq) NaClO + H 2 O c) Fe(OH) HBrO 3 Fe(BrO 3 ) H 2 O d) 2 NH 4 OH + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO H 2 O e) NaOH + HCN (aq) NaCN + H 2 O f) 3 NaOH + H 3 PO 4 Na 3 PO H 2 O g) Cr(OH) HNO 2 Cr(NO 2 ) H 2 O h) Pb(OH) HNO 3 Pb(NO 3 ) H 2 O 4

5 Comportamiento ácido - base de las sales 1 Cuando ponemos en contacto un ácido y una base se produce una reacción que da origen a una sal. Estos compuestos pueden tener un comportamiento diferente según las características de los ácidos y de las bases que los han formado. a) Sales provenientes de ácido fuerte y base fuerte: Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Ácido fuerte base fuerte b) Sales provenientes de ácido débil y base fuerte: Ejemplo: CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O Ácido débil base fuerte c) Sales provenientes de ácido fuerte y base débil: Ejemplo: HCl + NH 3 NH 4 Cl Ácido fuerte base débil d) Sales provenientes de ácido débil y base débil: Ejemplo: CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COONH 4 Ácido débil base fuerte Cuando las sales se disuelven en agua se comportan como electrólitos, es decir, se disocian: MX M + + X - Sal catión anión El agua a su vez está ionizada: 2 H 2 O H 3 O + + OH - Los iones M + y X -, provenientes de la sal, pueden o no reaccionar con el agua de acuerdo a las carácterrísticas de los mismos. De reaccionar con el agua se establecerían los siguientes equilibrios: M H 2 O MOH + H 3 O + X - + H 2 O HX + OH - Estos se denominan reacciones de hidrólisis. Estas podrán producirse cuando M + o X - provienen de ácidos o bases débiles respectivamente. De producirse una u otra reacción, a ambas, las concentraciones de H 3 O + e OH - de la solución ya no serían las correspondientes al agua. Entonces una solución acuosa salada será ácida, neutra o alcalina dependiente del tipo de sal que se utilice. Analizaremos los cuatro casos posibles: a) Sal proveniente de ácido fuerte y base fuerte: Consideremos el caso del cloruro de sodio en agua. NaCl Na + + Cl - Esta sal proviene del ácido clorhídrico (HCl) y del hidróxido de sodio (NaOH), como se mostró en la parte superior de la página. Ambos son fuertes por los que sus iones no hidrolizan y por lo tanto no alteran la concentración de H 3 O + e OH - provenientes del agua. En conclusión: Las soluciones acuosas con sales provenientes de ácidos y bases fuertes poseen ph = 7 b) Sal proveniente de ácido débil y base fuerte: Consideremos el caso del acetato de sodio en agua. CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + Esta sal proviene del ácido acético (CH 3 COOH) y del hidróxido de sodio (NaOH), como se mostró anteriormente. El ácido es débil por lo que su ión hidroliza y la base es fuerte, su ión no hidroliza. La hidrólisis del ión genera la reacción CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - y por lo tanto se altera la concentración de OH - en la solución. En conclusión: Las soluciones acuosas con sales provenientes de ácidos débiles y bases fuertes poseen ph > 7. 1 Extraído y modificado de Temas de Química General Angelini y otros Ed. Eudeba. 5 5

6 Como calcular el ph en una solución de este tipo de sales Si consideramos una sal NaX proveniente del ácido débil HX y de la base fuerte NaOH, al disolverse en agua se produce: NaX Na + + X - El anión, al provenir de un ácido débil, se hidroliza dando la siguiente reacción: X - + H 2 O HX + OH - La constante de equilibrio correspondiente a la reacción de hidrólisis es: Kc = [HX]. [OH - ] [X - ]. [H 2 O] Llamaremos Kh, constante de hidrólisis, a: Kh = Kc. [H 2 O] por lo que la expresión de hidrólisis nos queda: Kh = [HX]. [OH - ] Kh puede conocerse de la forma Kh = _Kw [X - ] Ka (HX) c) Sal proveniente de ácido fuerte y base débil: Consideremos el cloruro de amonio en agua. NH 4 Cl NH Cl - Esta sal proviene del ácido clorhídrico (HCl) y del amoníaco (NH 3 ), como se mostró anteriormente. El ácido es fuerte por lo que su ión no hidroliza y la base es débil, su ión hidroliza. La hidrólisis del ión genera la reacción NH H 2 O H 3 O + + NH 3 y por lo tanto se altera la concentración de H 3 O + en la solución. En conclusión: Las soluciones acuosas con sales provenientes de ácidos fuertes y bases débiles poseen ph 7. Como calcular el ph en una solución de este tipo de sales Si consideramos una sal BX proveniente del ácido fuerte HX y de la base débil BOH, al disolverse en agua se produce: BX B + + X - El catión, al provenir de una base débil, se hidroliza dando la siguiente reacción: B H 2 O BOH + H 3 O + La constante de equilibrio correspondiente a la reacción de hidrólisis es: Kc = [BOH]. [H 3 O + ] [B + ]. [H 2 O] 2 Si consideramos la constante de hidrólisis Kh = Kc. [H 2 O] 2, nos queda: Kh = [BOH]. [H 3 O + ] siendo Kh = _Kw [B + ] Kb (BOH) d) Sal proveniente de ácido débil y base débil: Consideremos el acetato de amonio en agua. CH 3 COONH 4 NH CH 3 COO - Esta sal proviene del ácido acético (CH 3 COOH) y del amoníaco (NH 3 ), como se mostró anteriormente. Tanto el ácido como la base son débiles, por lo que sus iones hidrolizan. NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Reacción 1 CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - Reacción 2 La reacción 1 presenta una constante de hidrólisis Kh 1 = Kw Kh = [NH 3 ]. [H 3 O + ] Kb [NH + 4 ] La reacción 2 presenta una constante de hidrólisis Kh 2 = Kw Kh = [CH 3 COOH]. [OH - ] Ka [CH 3 COO - ] La característica del sistema acuoso dependerá de la magnitud relativa del desplazamiento hacia los productos de las reacciones 1 y 2. Si el valor de Kh 1 > Kh 2 Si el valor de Kh 1 = Kh 2 Si el valor de Kh 1 Kh 2 predomina la reacción 1 sobre la 2 y el medio acuoso es ácido. ninguna reacción predomina y el medio acuoso es neutro. predomina la reacción 2 sobre la 1 y el medio acuoso es básico. En el ejemplo mencionado, del acetato de sodio, la solución sería neutra porque la Ka del ácido acético y la Kb del amoníaco ambas valen 1,8 x10-5. Página 6 6

7 ACTIVIDADES 9- Calcular el ph de una solución 0,010 M de KCN. Dato: Ka (HCN) = 4,8 x Calcular el ph de la solución que resulta de disolver 5,35 g de cloruro de amonio en agua hasta obtener 1 litro de solución. Kb (amoníaco) = 1,8 x Calcular la constante del ácido acético (CH 3 COOH) sabiendo que una solución de acetato de sodio (CH 3 COONa) 0,10 M posee un valor de ph de 8, Calcular el ph de la solución que resulta de disolver 10 g de acetato de sodio en agua hasta obtener 1 litro de solución. Utilizar el valor de la constante del ácido averiguado en la actividad anterior. 13- Calcular el ph de una solución 2 M de cloruro de amonio. Kb (amoníaco) = 1,8 x Indicar si la adición de cada una de las siguiente sales en agua formará un medio ácido, básico o neutro: a) Cloruro de potasio - KCl b) nitrato de amonio - NH 4 NO 3 c) Acetato de potasio - CH 3 COOK d) Nitrito de sodio - NaNO 2 Datos: Ka (ácido acético) = 1,8 x10-5 Ka (ácido nitroso) = 5,0 x10-4 Kb (amoníaco) = 1,8 x10-5 Respuestas: 9-10, , Ka = 1,73x , , a) Neutro b) ácido c) básico d) básico á 7

8 Material recopilado y redactado por Juan Pablo Colotta ANEXO 1 Hervir el agua la vuelve ácida? Extraído y modificado de: Whitten. K.W. - (1998) - Química General - 5 ta edición - Pág Madrid - Ed. Mc Graw - Hill. P Si medimos el ph de una muestra de agua pura a 25ºC, hallaremos que es 7. Si calentamos la muestra se registrará un descenso en el valor del ph. Cuando el agua hierve a 100ºC se registrará un valor de ph igual a 6,12. Si el instrumento que utilizamos para medir el ph funciona correctamente, nos encontraremos cara a cara con una paradoja. Por una parte, sabemos que la muestra de agua es neutra porque el agua pura no es ácida ni básica. Por otra parte, la lectura del ph parece indicar que la muestra de agua se volvió ácida porque el agua hirviendo tiene un ph menor que 7. Generalmente oímos decir que todas las soluciones acuosas con ph menor que 7 son ácidas. Cómo resolvemos esta paradoja? Primero, calculemos la concentración de H 3 O + en el agua hirviendo. De la definición de ph escribimos: ph = -log [H 3 O + ] Reemplazando nos queda: 6,12 = -log [H 3 O + ] Entonces: [H 3 O + ] = 7,58 x 10-7 A continuación, calculemos la concentración de OH -, en el agua hirviendo. Aquí no se puede utilizar ph + poh = 14, porque esto sólo es válido a 25ºC. Entonces nos basaremos en la ecuación de autoionización del agua: 2 H 2 O H 3 O + + OH - En esta ecuación se observa que siempre se forma la misma cantidad molar de H 3 O + que de OH -. Por consiguiente, deducimos que si en el agua hirviendo a 100ºC se formaron 7,58 x 10-7 moles por litro de H 3 O +, también se debieron formar 7,58 x 10-7 moles por litro de OH -. Por definición, las soluciones neutras son aquellas que tienen la misma cantidad molar de H 3 O + que de OH -. Por lo tanto, el agua hirviendo es desde luego, como se sospechó, neutra desde el principio. El agua pura hirviendo es neutra porque tiene iguales concentraciones de H 3 O + y de OH -, sin embargo tiene un ph de 6,12. Cómo se puede explicar esto? A 25ºC por cada litro de agua hay 1 x 10-7 moles de H 3 O + e igual cantidad molar de OH -, dicha ionización se aprecia en la siguiente ecuación: 2 H 2 O H 3 O + + OH - Por otra parte podemos plantear la ley Kc = _[H 3 O + ]. [OH - ]_ [H 2 O] 2 ta es casi constante y el término [H 2 O] 2 se puede englobar en el primer término de la expresión anterior. El producto Kc. [H 2 O] 2 se representa Kw y se denomina producto iónico del agua. Ahora la nueva expresión nos queda: Reemplazando: Kw = [H 3 O + ]. [OH - ] Kw = [1x10-7 ]. [1x10-7 ] Kw= 1x10-14 Pero como la transformación de ionización es endotérmica, un aumento de temperatura incrementa el valor de Kw, favoreciendo la ionización. Estonces cuando el agua hierva habrá en el sistema una mayor concentración de H 3 O + ; que fue calculada anteriormente dando como resultado 7,58 x Y como la cantidad de H 3 O + que se forma es igual a la de OH -, también tendremos de 7,58 x 10-7 moles de OH - por cada litro de agua. Kw a 100 C es Kw = [7,58x10-7 ]. [7,58x10-7 ] Kw= 5,74x10-13 En conclusión, un aumento de temperatura favorece la ionización del agua, de modo que se producen concentraciones más elevadas de H 3 O + y de OH -. Cuanto más alto sea la concentración de H 3 O + más bajo será el valor del ph. Ahora comprendemos que no todas las soluciones acuosas neutras tiene un ph de 7. Sólo a 25ºC las soluciones acuosas neutras tienen un ph de 7, pero a temperaturas más elevadas las soluciones acuosas neutras tiene valores de ph menores de 7. Al igual que un aumento de temperatura favorece la ionización del agua, un descenso de esta desfavorece esta transformación, y en consecuencia se formará una menor cantidad molar de H 3 O + y OH -. Cuanto más baja sea la concentración de H 3 O + mayor será el valor del ph. Como resultado las soluciones acuosas neutras a temperaturas inferiores a 25ºC tienen valores de ph superiores a 7. De hecho, el agua pura a 0ºC tiene un ph de 7,47 y, el agua pura a 0ºC es neutra, no básica. En ninguno de los dos casos planteados anteriormente (a 100 y a 0 C) se cumple que ph + poh = 14. Esto sólo es válido a 25 C, o sea, cuando Kw vale 1x v Como la cantidad de moléculas de agua disociadas es muy pequeña, la concentración de és- mmmmmmm Página 8 8