EQUIIBRIO ÁCIDO-BASE Electrolito y no electrolito os electrolitos son sustancias (ácidos, bases y sales) que al disolverse en agua o fundidos, pueden conducir la corriente eléctrica. os electrolitos pueden clasificarse como débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Estas sustancias son buenas conductoras de la electricidad ya sea fundida o en solución. Por ejemplo K NO 3 K + + NO - NaOH Na+ + OH - H 2 SO 4 2 H + + SO 4-2 Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia parcialmente, son reacciones de tipo reversible. Estas sustancias no son buenas conductoras de la electricidad. Por ejemplo: NH 4 OH NH 4 + + OH - HAc H + + Ac - os no electrolitos son sustancias que ni fundidos ni en solución conducen la corriente eléctrica. o anterior se puede resumir de la siguiente manera: 1. Para que una solución conduzca la corriente eléctrica debe estar formada por un electrolito y un disolvente polar. 2. Si la solución no conduce la corriente eléctrica, se puede deber a dos factores: a. el soluto es no electrolito y/o b. el disolvente es no polar. 3. Tanto disolvente como soluto puro son malos conductores de la electricidad. 4. os electrolitos al disolverse en un disolvente polar pueden: a. disociarse, o b. ionizarse Conceptos de ácido y base. Teorías de Arrhenius, Brönsted-owry y de ewis. Teoría ácido - base de Arrhenius o Teoría de la ionización. Hacia 1884, el químico sueco Svante Arrhenius, estudiando la conductividad eléctrica de soluciones de ácidos y bases, planteó que los ácidos son compuestos que, en solución acuosa, producen iones hidrónio (H 3 O + ). HNO 3 (ac) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + NO 3 - (ac)
y que las bases son sustancias que, en solución acuosa, generan iones hidroxilo (OH - ). ioh (s) i + (ac) + OH - (ac) También propuso que, cuando un ácido reacciona con una base, se forma una sal y agua; esta última es una écula neutra, por lo que esta reacción se llama reacción de neutralización: ácido + base sal + agua HX (ac) + MOH (ac) MX (ac) + H 2 O (l) Estas definiciones son parciales, ya que no pueden explicar reacciones ácido-base en solventes distintos del agua o en ausencia de solventes y por qué sustancias que no contienen hidrógeno son ácidas, y son básicas otras que no presentan el ion hidroxilo. Teoría ácido - base de Bröensted-owry o Teoría protónica. En 1923, el químico danés Johannes Brönsted y el químico inglés Thomas owry propusieron, independiente y simultáneamente, una definición conceptual más amplia de los ácidos y de las bases. Esta teoría postula que una reacción ácido-base siempre hay una transferencia de un protón desde un ácido a una base. En consecuencia, un ácido es toda sustancia iónica o ecular que puede ceder un H + a otra sustancia. HClO 4 (ac) + H 2 O (l) ClO - 4 (ac) + H 3 O + (ac) y una base es toda sustancia iónica o ecular que en el curso de una reacción química acepta un protón. NH 3 (ac) + H 2 O (l) OH - (ac) + NH 4 + (ac) Según las definiciones de ácido y base, formuladas anteriormente, tenemos que cuando un ácido entrega un H + deja un resto que está en condiciones de captar ese H +, es decir, de comportarse como base. Como esta base depende del ácido del cual proviene se le denomina base conjugada del ácido. Ácido 1 Base 1 conjugada + H + HA A + H + a base a medida que capta iones H + se va transformando en un ácido, por lo que estaría en condiciones de ceder un H +, es decir, comportarse como ácido. Como este ácido depende de la base de la cual proviene, se le llama ácido conjugado de la base. Base 2 + H + Ácido 2 conjugado NH 3 + H + + NH 4 Esta nueva teoría coloca como partícula fundamental en el proceso ácido-base, al H +. Un ácido sólo se comporta como tal, cuando existe una base que recibe el protón y viceversa. Esto origina un doble sistema conjugado: Ácido 1 Base 1 conj. + H + Base 2 + H + Ácido 2 conj. Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 conj. + Base 1 conj.
Existen sustancias las cuales pueden actuar como ácidos o como bases; estas sustancias que presentan dichas propiedades se denominan anfóteras. Teoría ácido base de ewis o teoría del electrón. Ácido: es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente. Base es toda sustancia que puede aportar un par de electrones, para la formación de un enlace covalente. Fuerza de ácidos y bases. :NH 3 + BF 3 NH 3 BF 3 Por fuerza de ácido y base entendemos la mayor o menor facilidad de la sustancia para proporcionar H + u OH -. Ácidos y bases fuertes: serán aquellas sustancias que presentan una alta ionización. Ejemplo 1. Ácido clorhídrico, ácido nítrico, hidróxido de sodio, etc. HNO 3 H + + NO 3 - NaOH Na + + OH - Estos electrolitos presentan en solución sólo las especies químicas: H +...Cl -, H +...NO 3 -, Na +...OH -, por lo que los valores de sus constantes de concentración son grandes (K a y K b ). Ácidos y bases débiles : son aquellas sustancias que presentan una baja ionización. Ejemplo 2. Ácido acético, hidróxido de amonio, etc. CH 3 COOH (ac) CH 3 COO - (ac) + H + (ac) NH 4 OH (ac) NH 4 +(ac) + OH - (ac) Estos electrolitos presentan en solución baja concentración de H + y OH - y alta concentración de CH 3 COOH y NH 4 OH, por lo que sus K a y K b son pequeñas. A. Hidrácidos o ácidos binario: solamente son fuertes: HCl, HBr, HI. B. Oxácidos o ácidos ternarios: de acuerdo a su fórmula general H m XO n, donde m número de átomos de hidrógeno y n número de átomos de oxígeno. Oxácido fuerte: es aquel, donde la diferencia entre el número de átomos de oxígeno e hidrógeno es igual o superior a 2, (n - m) 2. Oxácido débil: es aquel, donde la diferencia entre el número de átomos de oxígeno e hidrógeno es igual o menor que 1, (n - m) 1. C. Bases o hidróxidos: son fuertes: NaOH, KOH, ioh, CsOH. a medida de la fuerza de un ácido está determinada por la constante de acidez. Si el valor de K a es 10-2, el ácido es fuerte. o mismo puede aplicarse en el caso de una base, si el valor de Kb 10-3, la base es fuerte. También se ha podido establecer que la fuerza de ácidos y bases está muy ligada con la fuerza de sus estructuras conjugadas. os ácidos fuertes se caracterizan porque gran cantidad de sus éculas se encuentran ionizadas, lo que determina una alta concentración de protones. Esto se debe a que la base conjugada es débil y retiene con poca fuerza al protón.
ácido fuerte H + HBr H + + Br - + base conj. débil os ácidos débiles se caracterizan porque una pequeña cantidad de sus éculas se encuentran ionizadas, lo que determina una baja concentración de protones. Esto se debe a que la base conjugada es fuerte y retiene con gran fuerza al protón. Producto iónico del agua. ácido débil H + + base conj. fuerte HCN H + + CN - os ácidos y las bases se disuelven en agua, por lo cual esta sustancia es el medio natural donde se realizan estas reacciones. Debemos recordar que el agua libera una pequeña cantidad de iones H 3 O + y OH - por litro de agua, los cuales no conducen la corriente eléctrica. El equilibrio químico, correspondiente a la disociación del agua, es: Para simplificar su escritura se expresa como: 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH - (ac) H 2 O (l) H + (ac) + OH - (ac) Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio, tenemos: K c [ H+ ][ OH- ] [ 2 ] a expresión K c. [H 2 O], recibe el nombre de producto iónico del agua, y se representa como K w. Este producto se ha medido cuidadosamente, y resulta ser del orden de 10-14 [/] 2, a 25ºC. K w a 25ºC 1,0x10-14 [/] 2 [H + ][OH - ] Para determinar la [H + ] y/o [OH - ] en el agua, debemos tener en cuenta que ella es químicamente neutra, es decir, H O [H + ] [OH - ]. a expresión queda [H + ] 2 1. 10-14 M 2 H + -14 2 1.10 M En el agua pura, por cada ion hidrógeno tiene que haber un ion hidroxilo. Por tanto, si se agrega un ácido, la concentración de ion hidrógeno aumenta, y para que se restablezca el equilibrio, la de hidroxilo disminuye: [H 3 O + ] > 10-7 [OH - ] < 10-7 Por el contrario, al añadir una base, aumenta la concentración de ion hidroxilo. En definitiva, una solución es: ácida si [H 3 O + ] > 10-7 M > [OH - ] neutra si [H 3 O + ] 10-7 M [OH - ] básica si [H 3 O + ] < 10-7 M < [OH - ]
Ejemplo 3. Calcular las concentraciones de H + y de OH -, para 250 m de una solución que tiene 1,3 g de KOH. Respuesta: Primero se debe calcular la concentración ar para esta solución y como se trata de una base fuerte, su concentración es también la del OH -. 1,3 g 9,28 10 0,25 [ ] -2 [ - ] KOH 56 g OH Con este resultado calculamos [H + ], remplazando en K w [H + ][OH - ] [ + ] H K w OH [ - ] 1,0 10 9,28 10 ( ) 2-14 -2 1,08 10-13 Ejemplo 4. Cuáles son las concentraciones de H+ y de OH- para una solución de HCl 0,063 ar? Respuesta: Como el HCl es un electrolito fuerte, la [HCl] [H + ] 0,063 ar. a concentración del OH - se obtiene usando K w [H + ][OH - ] - [ OH ] K w + [ H ] 1,0 10 0,063 ( ) -14 2 1,59 10-13 ph. El ph de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno, en /litro. Esto equivale a decir que el ph es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones hidrógeno. Así, pues, por definición, ph log H + 1 - log H + De igual forma, la expresión correspondiente para la concentración del ion hidroxilo es poh, definida como: poh log 1 OH _ - log OH _ Para cualquier constante de equilibrio, pk - log K. as cantidades pequeñas que se utilizan son usualmente del tipo X a. 10 -b, donde: a Nº entero o fraccionario comprendido entre 1 y 9,99 b Nº entero cualquiera. Si aplicamos a X el operador p, tenemos: px - log X px - log a. 10 -b
por propiedades de los logaritmos queda: px -log a + b También se puede determinar la concentración de H + a partir del ph de la solución. Siendo ph - log [H + ] resulta: log [H + ] - ph o [H + ] 10 -ph a relación entre ph y poh se obtiene de la expresión de la constante de ionización del agua, quedando: Escala de ph ph + poh 14 Se usa para indicar el grado de acidez en forma simple y directa: si el medio es ácido: [H + ] > [OH - ], por lo tanto, ph < 7 y poh > 7. si el medio es neutro: [H + ] [OH - ], por lo tanto, ph poh 7. si el medio es alcalino: [H + ] < [OH - ], por lo tanto, ph > 7 y poh < 7. El ph para diferentes sistemas. o estudiaremos referido a ácidos y bases fuertes y débiles. Ácidos y bases fuertes: debemos recordar que estas sustancias son electrólitos fuertes, por lo tanto, están fuertemente ionizados. a concentración del H + o la del OH -, corresponde a las concentraciones del ácido o de la base, respectivamente. Ejemplo 5. Calcular el ph y el poh para una solución de HBr 0,018 M. Respuesta: Como el HBr es un ácido fuerte, se encuentra totalmente disociado, por lo tanto la concentración del HBr en la solución es la misma para el H + ; de este valor se puede calcular ph. ph - log [H + ] ph - log 1,8x10-2 ph 1,74 El valor del poh se puede determinar usando ph + poh 14 poh 14 1,74 poh 12,26 Ejemplo 6. Calcular el ph para una solución de NaOH 4,5x10-3 M. Respuesta: Considerando al NaOH completamente disociado, se obtiene directamente [OH - ]; de este valor se puede calcular [H + ] empleando K w [H + ][OH - ] y luego encontrar el ph. [OH - ] 4,5x10-3 M [H + ] 1,0x10-14 [/] 2 / 4,5x10-3 [/] 2,2x10-12 [/] ph - log [H + ] - log 2,2x10-12 ph 11,7 Otra manera de obtener el ph en este ejemplo, es calculando primero el poh de la solución. poh log [OH - ] log 4,5x10-3 2,3
ph 14 poh ph 14 2,3 11,7 Ácidos y bases débiles: estas sustancias son electrólitos débiles, por lo tanto, están parcialmente ionizados. Esto nos indica que una fracción muy pequeña del ácido o de la base se disocia. Si expresamos, en forma general, el equilibrio de un ácido débil HA HA (ac) + H 2 O H 3 O + (ac) + A - (ac) tenemos: K a + - [ H ][ A ] [ HA] Conocido el valor de K a, podemos ocuparlo para calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio proveniente de la disociación. En una solución de HA se cumple, en estado de equilibrio: HA (ac) + H 2 O H 3 O + (ac) + A - (ac) c - donde c concentración ar del ácido no disociado. concentración ar sustancias disociadas. también que: [H 3 O + ] [A - ] y [HA] c Formulando K a 2 [ H3O+ ] α 2 K a + o K a [ 3 ] α c - H O c - Esta es una ecuación de segundo grado. Podemos alterarla, tomando en cuenta lo siguiente: si el valor de K a es menor o igual a 10-3 no consideramos el valor de que se resta a c, por ser muy pequeño. De lo contrario, se trabaja con la ecuación de segundo grado. Formulando K a, en este caso, tenemos: [ 3 + ] H O K a c Podemos determinar la concentración del ion hidrógeno, del ácido débil, usaremos: 2 [ H3 O+ ] K a c valor al cual se le aplica el operador p y determinamos el ph de la solución. El ph, también se puede calcular directamente aplicando el operador p a la última expresión, ph - log (K a c) 1/2 Para las bases débiles se usa similar procedimiento, salvo que en vez de K a estará K b y c corresponderá a la concentración ar de la base débil [ OH- ] K b c
Ejemplo 7. Calcular [H + ], [CH 3 COO - ] y el ph de una solución 0,2 ar de ácido acético, CH 3 COOH. Su Ka 1,8x10-5. Respuesta: En el equilibrio, las concentraciones ares para cada especie en el equilibrio son: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + 0,2 - x x x Reemplazando estos valores en la constante de equilibrio Ka y considerando a x muy pequeño con relación a 0,2 de suerte que 0,2 x 0,2, se puede escribir: [CH 3 COOH] 0,2 M [CH 3 COO - ] [H + ] x Ka [ CH3COO- ][ H+ ] [ 3 ] CH COOH x 2 1,8x10-5 0,2 de donde x 2 3,6x10-6 ; x 1,9x10-3 [H + ] [CH 3 COO - ] ph -log [H + ] - log 1,9x10-3 2,72 EJERCICIOS 1. Según la teoría de Bronsted-owry, cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases y cuáles como ácidos y bases? HSO - -2 4, SO 3, H 3 O +, HCIO 4, S 2- - 2-, HCO 3, CO 3 R. ácidos: H 3 O +, HCIO 4 ; bases: SO 3-2, S 2-, CO 3 2- ; sustancias anfóteras: HSO 4 -, HCO 3-2. Cuál es la concentración de iones hidrógeno y el ph en cada una de las siguientes soluciones: a) 0,001 ar de NaOH. R. 1. 10-11 b) 20 g de NaOH (M 40 g/) en 500 cm 3 de solución R. 1. 10-14 c) 0,02 es de KOH en 2 litros de solución?, R. 1. 10-12 3. Cuál es la [OH - ] en las soluciones:.
a) 0,00005 ar de HCl. R. 2. 10-10 d) 0,063 g de HNO 3 (M 63 g/) en 100 ml de solución. R. 1. 10-12 b) 1 de HClO 4 en 4 litros de solución? R. 4. 10-14 4. Se diluyen 25 cm 3 de solución 1 M de KOH hasta completar un volumen de 1 litro. Calcular la concentración de iones H + en la nueva solución y el ph de ésta. R. 4. 10-13 y 12,39 5. Cuál es el ph de: a) Una solución de HCl 1,5 x 10-3 M. R. 2,82 b) Una solución que contiene 1,5 x 10-3 es de HClO 4 en 100 ml de solución? R. 1,30 6. Calcular cuántas veces es más concentrada una solución de ph 3 que otra de ph 6. R. 1000 veces. 7. Una solución A tiene ph 3 y otra solución B tiene ph 2, cuál es el ph de la solución que resulta de mezclar volúmenes iguales de las soluciones A y B? R. 2,25 8. Si el ph de una solución es 2,3, cuál es la concentración de iones hidrógeno e hidroxilo en esa solución? R. 5,01. 10 3 y 1,99. 10-12 9. Cuál es el ph de una disolución 0,2 M de hidróxido de bario, considerando que es un compuesto soluble y que se encuentra totalmente ionizado? R. 13,61 10. Cuál es la concentración de iones H +, de iones OH y el poh en una solución cuyo ph, determinado experimentalmente, es 8,7? R. 1,99. 10-9, 5,02. 10-6, 5,3 11. Formular los siguientes ácidos monopróticos, escriba sus reacciones de ionización en agua y ordénelos de acuerdo con su fuerza creciente como ácidos, razonando la respuesta Ácido acético Ka 1,8 x 10-5 Ácido cianhídrico Ka 4,8 x10 10 Ácido fluorhídrico Ka 3,5 x 10 4 Ácido hipocloroso Ka 3,0 x 10-8 R. HF > CH 3 -COOH > HOCl >HCN
12. En un laboratorio se tienen un matraz conteniendo 15 ml de de HCl cuya concentración es 0,05 M. Calcular el ph de la disolución. R. ph 1,30 13. Una solución 0,05 M de ácido cianhídrico, HCN, tiene un ph de 5,4 a 25 ºC. Determine K a para el HCN a 25 ºC. R. Ka 3,16 x 10-10 14. Cuál es la aridad de una solución de HCN que tiene una concentración de ion cianuro, CN -, de 2 x 10-5 / de solución, a 25ºC? R. 1,26 / 15. a concentración de OH - en una solución de NH 4 OH 0,1 M, es de 1,34 x 10-3 /. Calcule K b para la solución de hidróxido de amonio. R. 1,79 x 10-5 16. Calcule las concentraciones de H + y de OH -, el ph y el poh en cada una de las siguientes soluciones ácidas: a) HF 0,22 M y K a 6,5 x 10-4 b) HAc 0,1 M y K a 1,8 x 10-5 R. a) [H + ] 1,19 x10-2 ; [OH - ] 8,36 x 10-13 ; ph 1,92; poh 12,08 17. Mediante medidas de conductividad, en una solución de HNO 2, se encontró que las concentraciones en el equilibrio de H + y NO 2 - eran 1,9 x 10-9 M cada una y la del HNO 2 sin ionizar era 0,0081 M. Determine el valor de K a para el HNO 2. R. 4,45 x 10-16 18. Calcule el porcentaje de ionización para una solución 0,1 M de HCN, si su K a es 4 x 10-10. R. 6,32 x 10-3 % 19. A 25 C una solución de hidróxido de amonio 0,01 M está ionizada en un 4,2%. Calcule: a) la concentración de los iones OH -, b) la constante de ionización del amoníaco acuoso, y c) el ph de la solución. R. a) 4,2 x 10-4 /, b) 1,84 x 10-5 y c) 10,63 20. Qué concentración de ácido acético se necesita para obtener una concentración de iones hidrógeno de 4 x10-4 /. Ka 1,8 x 10-5. R. 8,88 x 10-3 / 21. Calcule el ph para una solución de ácido yódico 0,063 M, si K a 0,17. R: 1,32 22. El ácido acetilsalicílico (aspirina), AH, es un ácido monoprótico débil cuya fórmula empírica es (C 9 O 4 H 8 ). Calcule el ph de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g en 100 m de agua. Se supone que el ácido acetilsalicílico se disuelve totalmente y que su constante de acidez es Ka 2,64 10-5.