4. Ácidos y bases Contenidos Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Teoría de Brönsted y Lowry. Las reacciones de transferencia de protones. Ácidos y bases fuertes y débiles. Indicadores ácido base. Disociación del agua. Concepto de ph. Cálculo y medida del ph en disoluciones acuosas de ácidos y bases. Importancia del ph en la vida cotidiana. Volumetrías ácido-base. Punto de equivalencia. Aplicaciones y tratamiento experimental. Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base. Estudio cualitativo de las disoluciones reguladores del ph y sus aplicaciones. Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias. Criterios de evaluación 4. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el ph de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas. Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones como ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio, indicando cuando se realizan aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO 3, NaClO, CH 3COONa, KCN, NH 4Cl) comprobándolo experimentalmente. Así mismo se evaluará si calculan el ph en disoluciones de ácidos fuertes (HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3), ácidos débiles (CH 3COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH) ) y bases débiles (NH 3). También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base (HCl + NaOH; CH 3COOH + NaOH; HCl + NH 3) eligiendo el indicador más adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente. Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los distintos ámbitos de la química y en la vida cotidiana (antiácidos, limpiadores, ), así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la composición de alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio- y explica cualitativamente su funcionamiento en el control del ph). Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos industriales en suelos, acuíferos y aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para evitarlas. Ácido-base 1/1
ÁCIDOS Y BASES ÁCIDOS: CARACTERÍSTICAS BASES: - Tienen sabor agrio. - Son corrosivos para la piel. - Enrojecen ciertos colorantes vegetales. - Disuelven sustancias - Atacan a los metales desprendiendo H. - Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. - Tiene sabor amargo. - Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. - Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. - Precipitan sustancias disueltas por ácidos. - Disuelven grasas. - Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS. Publica en 1887 su teoría de disociación iónica, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución acuosa, se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando cationes H +. AH (en disolución acuosa) A + H + HCl (en disolución acuosa) Cl + H + H SO 4 (en disolución acuosa) SO 4 + H + BASE: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando aniones OH. BOH (en disolución acuosa) B + + OH NaOH (en disolución acuosa) Na + + OH Ca(OH) (en disolución acuosa) Ca + + OH Observa que todas las disoluciones son eléctricamente neutras: la suma de las cargas de todos los iones positivos presentes en la disolución deben ser igual a la suma de todas las cargas de todos los iones negativos presentes en la disolución. NEUTRALIZACIÓN Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH H O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl H O + NaCl (Na + + Cl ) En el tema de termoquímica hemos determinado experimentalmente el calor de neutralización. Ácido-base /1
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. ÁCIDO: Especie que en disolución cede iones H +. BASE: Especie que en disolución acepta H +. Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (acepta dichos H + ). Cuando un ácido pierde H + se convierte en su base conjugada y cuando una base captura H + se convierte en su ácido conjugado. Ejemplo de disociación de un ácido: H + ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A ) + H + + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) H + HCl (g) + H O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) En este caso el H O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H + se transforma en Cl (base conjugada). Ejemplo de disociación de una base: NH 3 (g) + H O (l) NH 4 + (ac) + OH (ac) En este caso el H O actúa como ácido pues cede H + a la base NH 3 que se transforma en NH 4 + (ácido conjugado). Cuál es la base conjugada del ácido H SO 4? HSO 4 - SO 4 - SO 3 - Cuál es la base conjugada del ácido H PO 4 -? H 3PO 4 PO 4 3- HPO 4 - Cuál es la base conjugada del ácido HNO 3? NO + NO 3 - NO - Cuál es la base conjugada del ácido HClO? CLO + Cl + ClO - Cuál es la base conjugada del ácido H BO 3 -? H 3BO 3 BO 3 3- HBO 3 - Cuál es la base conjugada del ácido H 3PO 4? H PO 4 - HPO 4 - PO 4 3- Cuál es la base conjugada del ácido HBr? HBrO - H Br - Br - Ácido-base 3/1
Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. ACIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES Según la Teoría de Brönsted y Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón y una base será fuerte cuando muestre una gran tendencia a aceptar un protón. Esta tendencia a ceder o aceptar es relativa y depende de la sustancia con quien se enfrente. Por ello, hay que tomar una sustancia de referencia que normalmente es el agua. Ácidos y bases fuertes: Están totalmente disociados. () ácidos fuertes (HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH) ) HCl (g) + H O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) NaOH (ac) Na + + OH Ácidos y bases débiles: Están disociados parcialmente () CH 3 COOH (ac) + H O (l) CH 3 COO + H 3 O + (ac) HCN ac) + H O (l) CN + H 3 O + (ac) NH 3 (ac) + H O NH 4 + (ac) + OH (ac) Ácido fuerte Ácido débil [HA] [A ] [H + ] [HA] [HA] [A ] [H + ] Ácido-base 4/1
FUERZA DE ÁCIDOS. En disoluciones acuosas diluidas ([H O] constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H O A + H 3 O + [ A ] [ H3O ] [ A ] [ H3O ] K K [ HO] K [ HA] [ H O] [ HA ] C C a A K a se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si K a > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si K a < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. El ácido acético (CH 3 COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 x10-5. El ácido cianhídrico es aun más débil siendo su constante de acidez del orden de 10-10 FUERZA DE BASES. En disoluciones acuosas diluidas ([H O] equilibrio: B + H O BH + + OH. [ BH ] [ OH ] [ BH ] [ OH ] K K [ HO] K [ B] [ H O] [ B] C C b RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA. Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H O A + H 3 O + A K b se le llama constante de basicidad. Reacción de la base conjugada con el agua: A + H O AH + OH K a [ ] [ ] [ ] [ ] A H O 3 ; K HA OH b [ HA] [ A ] [ A ] [ H3O ] [ HA] [ OH ] K K [ H O ] [ OH ] K 3 [ HA] [ A ] a b W En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa que cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada. Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si un ácido es débil su base conjugada también es débil. Cuestión: Qué base será más fuerte, el ion acetato o el ion cianuro? Ácido-base 5/1
Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio Ácido 1 + base base 1 + ácido K C (constante de equilibrio) Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor k a ) sea el que ceda el protón Si k a (ácido 1 ) > > k a (ácido ) k c será muy grande Si k a (ácido 1 ) << k a (ácido ) k c será muy pequeña RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN (IONIZACIÓN) En la disociación de un ácido o una base: K a [ A ] [ H3O ] c c c [ HA] c ( 1- ) 1 Igualmente: K b c 1 En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a /c o K b /c < 10 4 ), alfa se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c ) De donde: (o K b = c K a c Igualmente para una base K b c El grado de disociación de un ácido depende de la constante del ácido y de su concentración. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE ph. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: H O (l) + H O (l) H 3 O +(ac) + OH (ac) K C [ H3O ] [ OH ] [ HO ] Como [H O] es constante (55 mol/litro) por tratarse de un líquido, llamaremos: K w = K C x[h O] K H O OH conocido como producto iónico del agua - w [ 3 ] [ ] El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (5ºC) = 10 14. Ácido-base 6/1
En el caso del agua pura: [H 3 O + ] = [OH ] = (10 14 ) ½ = 10 7. Se denomina ph: ph H3O log[ ] Y para el caso de agua pura, como [H 3 O + ]=10 7, ph = log 10 7 = 7 Tipos de disoluciones Ácidas: [H 3 O + ] > 10 7 ph < 7 Básicas: [H 3 O + ] < 10 7 ph > 7 Neutras: [H 3 O + ] = 10 7 ph = 7 En todos los casos: K w = [H 3 O + ] x [OH ] Luego si [H 3 O + ] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH ] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10 14. Concepto de poh. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de ph: poh log[ OH ] Como K w = [H 3 O + ]x[oh ] = 10-14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos para una temperatura de 5ºC: ph + poh = 14 ÁCIDO BÁSICO 1 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1 1 3 1 44 1 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco AGUA DESTILADA Gráfica de ph en sustancias comunes pk Al igual que el ph se denomina pk a: pk a = log K a ; pk b = log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Cuanto mayor es el valor de pk a o pk b menor es la fuerza del ácido o de la base. INDICADORES DE ph (ÁCIDO- BASE). Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H O In + H 3 O + forma ácida forma básica Uno de los indicadores más utilizados es la fenolftaleína cuya forma ácida es incolora, siendo rosa fucsia su forma básica y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de ph. Igualmente, para medir el ph de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel indicador que da una tonalidad diferente según el ph, por contener una mezcla de distintos indicadores. Ácido-base 7/1
Algunos de los indicadores más utilizados son: Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (ph) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0- Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10 Para facilidad en el cálculo y dado que el ph es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera apreciable cuando: [HIn] > 10 [In ] o [HIn] < 1/10 [In ] Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo: [ In ] [ H O 3 ] [ ] [ 3 ] HIn a Ka H O K [ HIn] [ In ] [ In ] ph ( viraje) pka log pka 1 [ HIn ] Ejemplo: El ph de una disolución acuosa es 1,6. Cual será la [H 3O + ] y el poh a la temperatura de 5ºC? ph = log [H 3 O + ] = 1,6, de donde se deduce que: [H 3 O + ] = 10 -ph = 10-1,6 =,5x10-13 Como K w = [H 3 O + ]x[oh ] = 10 14, entonces: -14 - KW 10 [ OH ] 0,04-13 [ H O ] 510 3 Comprobamos como ph + poh = 1,6 + 1,4 = 14 poh = log [OH ] = log 0,04 = 1,4 Ejemplos: Determinar el ph y el poh de: a) Una disolución 0, de HCl b) Una disolución 0, de NaOH c) Una disolución 0, de Ca(OH) d) Una disolución 0, de AcH sabiendo que K a (5ºC) = 1,8 10 5 e) Una disolución 0, de NH 3 sabiendo que K b (5ºC) = 1,8 10 5 Equilibrio: NH 3 + H O NH 4 + + OH conc. in.(mol/l): 0, 0 0 conc. eq.(mol/l): 0, x x x K b [ NH4 ] [ OH ] x 1,8 10 [ NH ] 0, x 3-5 De donde se deduce que x = [OH ] = 1,9 10 3 poh = log [OH ] = log 1,9 10 3 =,7 ph = 14 poh = 14,7 = 11,8 HIDRÓLISIS DE SALES (Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base) Ácido-base 8/1
Hidrólisis es la reacción que se produce cuando los iones de una sal reaccionan con el agua. Así, cuando una sal está disuelta en agua la disolución resultante puede ser ácida, básica o neutra. Para predecir de forma cualitativa cómo será el ph resultante debemos: 1º.Disociar la sal en sus iones. Se debe tener en cuenta que todas las sales son electrólitos fuertes, es decir, están totalmente disociadas. º. Identificar la procedencia de los iones. 3º. Determinar cuáles se pueden hidrolizar 4º. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: Na Cl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na CN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH 4 + + H O NH 3 + H 3 O + Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH 3 COO + H O CH 3 COOH + OH Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Sales procedentes de ácido débil y base débil. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que ni el Na + ni el Cl,que es una base muy débil, reaccionan con agua, es decir, los equilibrios: Na + + H O NaOH + H 3 O + Cl + H O HCl + OH están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante. HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na + CH 3 COO Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + apenas reacciona con agua, pero el CH 3 COO es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: Ácido-base 9/1
CH 3 COO + H O CH 3 COOH + OH lo que provoca que el ph > 7 (disolución básica por la formación de grupos OH - ). HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H O NH 3 + H 3 O + lo que provoca que el ph < 7 (disolución ácida). Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN En este caso tanto el catión NH 4 + como el anión CN se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado. NH 4 + + H O NH 3 + H 3 O + K a (NH 4 + ) = 5,6 x 10 10 CN - + H O HCN + OH - K b (CN ) = x10 5 Como K b (CN ) = x10 5 y K a (NH 4 + ) = 5,6 x 10 10, en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN ) es mayor que K a (NH 4 + ) Ejemplo cuantitativo Sabiendo que K a (HCN) = 4,0 10 10, calcular el ph y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01. Se producirá hidrólisis básica por ser el CN un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será: CN + H O HCN + OH [ HCN] [ OH ] K 110 [ CN-] 4,0 10 4,0 10 14 W 5 KH ( CN ),5 10 10 10 Hidrólisis: CN + H O HCN + OH Conc inin. () 0,01 0 0 Conc equil. () 0,01(1 α) 0,01α 0,01α 5 [ HCN] [ OH ] (0,01 ),5 10 [ CN ] 0,01(1 ) Despreciando a frente a 1, se obtiene que α = 0,05 Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la ecuación de segundo grado que nos daría un α = 0,0488. Ácido-base 10/1
-14 KW 10 11 [ H3O ],0 10 [ OH ] 0,01 0,05 ph = log [H 3 O + ] = log,0 x 10 11 = 10,7 Razonar utilizando los equilibrios correspondientes, si los ph de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 ; b) Nitrato sódico 0,01 ; c) Sulfato amónico 0,01 ; d) Hidróxido de bario 0,01. a) Acetato potásico: ph básico, ya que CH 3 COO + H O CH 3 COOH + OH por ser el ác. acético débil, mientras que el K + no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. b) Nitrato sódico: ph neutro, ya que ni el anión NO 3 ni el catión Na + reaccionan con agua por proceder el primero del HNO 3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes. c) Sulfato amónico: ph ácido, ya que NH 4 + + H O NH 3 + H 3 O + por ser el amoniaco débil, mientras que el SO 4 no reacciona con agua por ser el H SO 4 ácido fuerte. d) Hidróxido de bario: ph básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes) DISOLUCIONES AORTIGUADORAS (TAPÓN) Son capaces de mantener el ph después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Ácido-base 11/1
Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio. VALORACIONES ÁCIDO-BASE Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(oh ) = n(h 3 O + ). En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al ph de la sal resultante de la neutralización. Se debe tener en cuenta que el ph en el punto de equivalencia no es necesariamente 7 sino que depende de la sal que se forme (ver hidrólisis). La lluvia ácida. Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire. El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO : 4 FeS (s) + 11O (g) Fe O 3 (s) + 8SO (g) El SO junto con el O del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO (g) + 1/ O (g) SO 3 (g) + H O (l) H SO 4 (l) El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO 3 (s) + H SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + CO (g) + H O (l) El CaSO 4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre Importancia del ph en la vida cotidiana. Ácido-base 1/1