EQUILIBRIO ACIDO- BASE

EQUILIBRIO ACIDO- BASE

Características ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tienen sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos para 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. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH.

ÁCIDOS: Disociación HA (en disolución acuosa) A + H + Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) Cl + H + H 2 SO 4 (en disolución acuosa) SO 4 2 + 2 H + BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na + + OH

Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH H 2 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 2 O + NaCl (Na + + Cl )

Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: Sustancia que en disolución cede H + BASES: Sustancia 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 (captura 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. H + ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A ) + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) + H + H +

Ejemplo de par ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl (base conjugada) Disociación de una base: NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4+ + OH En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al NH 3 que se transforma en NH 4+ (ácido conjugado)

ÁCIDOS: Teoría de Lewis Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado. BASES: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.

Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H + va a aceptar un par de electrones del H 2 O formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ). NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4+ + OH En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH 4+ ).

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl 3 pueden actuar como ácidos: AlCl 3 + :NH 3 Cl 3 Al:NH 3 Cl H Cl H Cl Al + : N H Cl Al N H Cl H Cl H

Equilibrio de ionización del agua La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociada en iones: 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH (ac) CH 3 O + COH K c = CH 2 O 2 Como CH 2 O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c CH 2 O 2 K w = CH 3 O + COH conocido como producto iónico del agua

Concepto de ph El valor de dicho producto iónico del agua, a 25ºC es: K W = 1 10 14 M 2 En el caso del agua pura: CH 3 O + = COH = 1 10 14 M 2 = 1 10 7 M Se denomina ph a: ph = -log CH 3 O + Y para el caso de agua pura, como CH 3 O + = 1 10 7 M: ph = log 1 10 7 = 7

Tipos de disoluciones Ácidas: CH 3 O + > 1 10 7 M ph < 7 Básicas:CH 3 O + < 1 10 7 M ph > 7 Neutras: CH 3 O + = 1 10 7 M ph = 7 En todos los casos: K w = CH 3 O + COH luego si CH 3 O + aumenta (disociación de un ácido), entonces COH debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 1 10 14

ph en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Zumo de limón Leche Cerveza Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

Concepto de poh. A veces se usa este otro concepto: poh = -log COH Como K w = CH 3 O + COH = 10 14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: ph + poh = 14 a una temperatura de 25ºC.

Ejemplo: El ph de una disolución acuosa es 12,6. Cual será la COH poh a 25ºC? y el ph = log CH 3 O + = 12,6, de donde se deduce que: CH 3 O + = 10 ph = 10 12,6 M = 2,5 10 13 M Como K w = CH 3 O + COH = 1 10 14 entonces: K W 1 10 14 COH = = = 0,04 M CH 3 O + 2,5 10 13 poh = log COH = log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como ph + poh = 12,6 + 1,4 = 14

Ejercicio : Una disolución de ácido clorhídrico tiene una densidad de 1,16 g/ml y una pureza del 32,0 % en masa. a) Calcule su concentración expresada en mol/l b) Calcule el ph de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) 32,0 g HCl/35,5 g/mol x mol M = = 100 g solución/1,16 g/ml 1000 ml Molaridad = 10,5 mol/l b) ph = log CH 3 O + = log ( 10,5 10 3 M) = 1,98

Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: ( ) Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl + H + NaOH (ac) Na + + OH Electrolitos débiles: ( ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 COOH (ac) CH 3 COO + H + NH 3 (ac)+ H 2 O NH 4+ + OH

Electrolitos fuertes y débiles Ácido fuerte Ácido débil [HA] [A ] [H + ] [HA] [HA] [A ] [H + ]

Ejemplo: Justifica por qué el ión HCO 3 actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH a la disolución: NaOH (ac) Na + + OH por lo que HCO 3 + OH CO 3 2 + H 2 O en este caso, el ión HCO 3 actúa como ácido. El HCl proporciona H + a la disolución: HCl (ac) H + + Cl por lo que HCO 3 + H + H 2 CO 3 (CO 2 + H 2 O) En este caso, el ión HCO 3 actúa como base.

Fuerza de ácidos En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O A + H 3 O + CA CH 3 O + CA CH 3 O + K c = K c CH 2 O = = K a CHA CH 2 O CHA constante de K a disociación (K acidez)

Según el valor de K a 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. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 10 5 M

Ejercicio : En un laboratorio se tienen dos matraces, uno contiene 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el ph de cada una de ellas. b) A qué volumen se deberá diluir la más ácida para que el ph de las dos disoluciones sea el mismo? K a (ácido etanoico) = 1,8 10-5 a) HA + H 2 O H 3 O + + A CA CH 3 O + x 2 K a = = = 1,8 10-5 CHA 0,05 - x X = 1,9 10-3 ph = 2,72

b) n (H 3 O + ) en HCl = V Molaridad = 0,015 L 0,05 M = 7,5 10-4 mol. Para que el ph sea 2,72 CH 3 O + =10-2,72 M= 1,9 10-3 M que será también la CHCl inicial ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberá estar disuelto es: V = n/molaridad = 7,5 10-4 mol/1,9 10-3 mol/l = 0,395 L Luego habrá que diluir hasta 395 ml

Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocien: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + HCO 3 + H 2 O CO 3 2 + H 3 O + CHCO 3 CH 3 O + CCO 3 2 CH 3 O K a1 = K a2 = CH 2 CO 3 CHCO 3 K a1 = 4,5 10 7 K a2 = 5,7 10 11 Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7,5 10 3, K a2 = 6,2 10 8 y K a3 = 2,2 10 13, calcular las concentraciones de los iones H 3 O +, H 2 PO 4, HPO 4 2 y PO 4 3 en una disolución de H 3 PO 4 0,08 M. Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,08 0 0 c. eq.(mol/l): 0,08 x x x CH 2 PO 4 CH 3 O + x 2 K a1 = = = 7,5 10-3 CH 3 PO 4 0,08 - x x = 0,021 CH 2 PO 4 = CH 3 O + = 0,021 M

Equilibrio 2: H 2 PO 4 + H 2 O HPO 2 4 + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021 c. eq.(mol/l): 0,021 y y 0,021 + y CHPO 4 2 CH 3 O + y (0,021+y) K a2 = = = 6,2 0-8 CH 2 PO 4 0,021-y y = 6,2 10 8 M = CHPO 4 2

Equilibrio 3: HPO 2 4 + H 2 O PO 3 4 + H 3 O + c. in.(mol/l): 6,2 10 8 0 0,021 c. eq.(mol/l): 6,2 10 8 z z 0,021 + z CPO 3 4 CH 3 O + z (0,021+z) K a2 = = = 2,2 10-13 CHPO 2 4 6,2 x 10 8 z z = 6,5 10 19 M = CPO 4 3

Fuerza de bases En disoluciones acuosas diluidas (CH 2 O constante) la fuerza de una base BOH depende de su constante de equilibrio: B + H 2 O BH + + OH CBH + COH CBH + COH K c = K c CH 2 O = = K b CB CH 2 O CB K b (K basicidad)

Fuerza de ácidos y bases (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. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pk a o pk b menor es la fuerza del ácido o de la base.

Ejemplo: Determinar el ph y el poh de una disolución 0,20 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 10 5 Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH conc. in.(mol/l): 0,20 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,20 x x x CNH + 4 COH x 2 K b = = = 1,8 10 5 M CNH 3 0,2 x De donde se deduce que x = COH = 1,9 10 3 M poh = log COH = log 1,9 10 3 = 2,72 ph = 14 poh = 14 2,72 = 11,28

Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O A + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A + H 2 O HA + OH CA CH 3 O + CHA COH K a = ; K b = CHA CA CA CH 3 O + CHA COH K a K b = CHA CA K a K h = K w

En la práctica, esta relación (K a K b = K W ) significa que: Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ).

Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 10 10. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN + H 2 O HCN + OH K W 10 14 K b = = = 2,0 10 5 K a 4,9 10 10

Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida (de un catión): NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + Hidrólisis básica (de un anión): CH 3 COO + H 2 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. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na + que es un ácido muy débil como el Cl que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios: Na + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + Cl + H 2 O HCl + OH están muy desplazados hacia la izquierda.

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na + CH 3 COO SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH 3 COO es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH lo que provoca que el ph > 7 (dis. básica).

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 2 O NH 3 + H 3 O + lo que provoca que el ph < 7 (dis. 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 ion se hidrolice en mayor grado. Como K b (CN ) = 2 10 5 y K a (NH 4+ ) = 5,6 10 10, en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN ) es mayor que K a (NH 4+ )

Ejemplo: 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 M. La reacción de hidrólisis será: CN + H 2 O HCN + OH CHCN COH K W K h (CN ) = = = CCN 4,0 10 10 1 10 14 M 2 K h (CN ) = = 2,5 10 5 4,0 10 10 M

Ejemplo: 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 M. CN + H 2 O HCN + OH Conc inic. (M) 0,01 0 0 Conc equil. (M) 0,01(1 x) 0,01 x 0,01 x CHCN COH (0,01 x) 2 2,5 10 5 = = CCN 0,01(1 x) Despreciando x frente a 1, se obtiene que x = 0,05 K W 1 10 14 CH 3 O + = = = 2,0 x 10 11 M COH 0,01 0,05 ph = log CH 3 O + = log 2,0 x 10 11 M = 10,7

Ejercicio C: Razone, utilizando los equilibrios correspondientes, si los ph de las disoluciones siguientes son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; a) Acetato potásico: ph básico, ya que CH 3 COO + H 2 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.

Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los ph de las disoluciones siguientes son ácidos, básicos o neutros. c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. c) Sulfato amónico: ph ácido, ya que NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + por ser el amoniaco débil, mientras que el SO 4 2 no reacciona con agua por ser el H 2 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 amortiguadoras (tampón) 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. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

Variación del ph al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

Ejemplo: Calcular el ph de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. K a (CH 3 COOH) = 1,8 10 5. El acetato está totalmente disociado: CH 3 COONa CH 3 COO + Na + El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H 2 O + CH 3 COOH CH 3 COO + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 0 c eq (M) 0,2 x 0,2 + x x

CCH 3 COO CH 3 O + (0,2+x) x 1,8 10 5 = = CCH 3 COOH (0,2 x) De donde se deduce que: x = CH 3 O + = 1,8 10 5 M ph = log CH 3 O + = 4,74

Indicadores de ph (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H 2 O In + H 3 O + forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable cuando CHIn > 10 CIn o CHIn< 1/10 CIn CIn CH 3 O + CHIn K a = CH 3 O + = K a CHIn CIn ph = pk a + log CIn / CHIn= pk a 1

Algunos indicadores de ph Indicador Violeta de metilo Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (ph) Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

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.

Gráfica de valoración de vinagre con NaOH ph 12 10 8 6 4 2 Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(mL)

Valoraciones ácido-base. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(oh ) = n(h 3 O + ). La reacción de neutralización puede escribirse: b H a A + a B(OH) b B a A b + a b H 2 O En realidad, la sal B a A b (ab b+ + ba a ) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H 3 O + + OH 2 H 2 O n(ácido) a = n(base) b

Valoraciones ácido-base V ácido Cácido a = V base Cbase b V ácido N ácido = V base N base 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.

Ejemplo: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH) 3 Cuál será la concentración de H 2 SO 4? 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 3SO 4 2 +2Al 3+ + 6 H 2 O 25 ml 2 M 3 = 100 ml M ácido 2 De donde: 25 ml 2 M 3 M ácido = = 0,75 M 100 ml 2 CH 2 SO 4 = 0,75 M V ácido N ácido = V base N base (N base = 3 M base ) 100 ml N ácido = 25 ml 6 N N ácido = 1,5 N M ácido = N ácido /2 = 0,75 M

Ejemplo: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH) 3 Cuál será la CH 2 SO 4? Podríamos haber calculado n(h 2 SO 4 ) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos n(al(oh) 3 = V M = 25 ml 2 M = 50 mmoles 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 3SO 4 2 +2Al 3+ + 6 H 2 O 3 mol H 2 SO 4 2 mol Al(OH) = 3 n(h 2 SO 4 ) 50 mmoles n(h 2 SO 4 ) = 75 mmol n (H 2 SO 4 ) CH 2 SO 4 = V(H 2 SO 4 ) 75 mmol = = 0,75 M 100 ml

Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,20 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). Cuál es el porcentaje en masa del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? a) V ácido N ácido = V base N base 50,5 ml 0,20 N N ácido = = 1,0 N 10,1 ml b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad M V = = 1 mol/l 60 g/mol 1 L = 60 g m soluto 60 g % = 100 = 100 = 5,7 % m disolución 1060 g M ácido = 1,0 M