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1 Ácido-Base. 2 Contenidos 1.- Características de los ácidos y las bases 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius.

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1 1 Ácido-Base

2 2 Contenidos 1.- Características de los ácidos y las bases 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius. Limitaciones Teoría de Brönsted-Lowry. 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH. 4.- Fuerza de ácidos y bases Ácidos y bases conjugadas Relación entre Ka y Kb Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de disociación

3 3 Contenidos (2) 5.- Reacciones de hidrólisis de sales 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil Sales procedentes de ácido débil y base fuerte Sales procedentes de ácido débil y base débil Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte Cálculo de concentraciones y pH. 6.- Disoluciones amortiguadoras. 7.- Indicadores de ácido-base. 8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías) Neutralización.

4 4Características ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2. Atacan a los metales desprendiendo H 2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Disuelven grasas. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

5 5 Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría dedisociación iónica. Publica en 1887 su teoría dedisociación iónica. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que al disolverse en agua se disocia produciendo iones H +. ÁCIDO: Sustancia que al disolverse en agua se disocia produciendo iones H +. BASE: Sustancia que al disolverse en agua se disocia produciendo iones OH –. BASE: Sustancia que al disolverse en agua se disocia produciendo iones OH –.

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

7 7 Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH – H 2 O 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): 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 – ) NaOH +HCl H 2 O + NaCl (Na + + Cl – )

8 8 Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDO: ÁCIDO: Toda sustancia capaz de ceder H + al disolvente. Toda sustancia capaz de ceder H + al disolvente. HA + H 2 O => A - + H 3 O + HA + H 2 O => A - + H 3 O + BASE: BASE: Toda sustancia capaz de aceptar H + del disolvente. Toda sustancia capaz de aceptar H + del disolvente. B + H 2 O => BH + + OH - B + H 2 O => BH + + OH -

9 9 Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). 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 suácido conjugado. Cuando un ácido pierde H + se convierte en su base conjugada y cuando una base captura H + se convierte en suácido conjugado. ÁCIDO (HA)BASE CONJ. (A – ) – H + + H + BASE (B)ÁC. CONJ. (HB + ) + H + – H +

10 10 Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl – HCl + H 2 O H 3 O + + Cl – 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 + H 2 O => NH OH – NH 3 + H 2 O => NH 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)

11 11 Equilibrio de disociación del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O => H 3 O + + OH – 2 H 2 O => H 3 O + + OH – H 3 O + · OH – K c = H 2 O 2 H 3 O + · OH – K c = H 2 O 2 Como H 2 O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c · H 2 O 2 Como H 2 O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c · H 2 O 2 conocido como producto iónico del agua conocido como producto iónico del agua

12 12 Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14 El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14 En el caso del agua pura: En el caso del agua pura: H 3 O + = OH – = 10 –14 = 10 –7 MH 3 O + = OH – = 10 –14 = 10 –7 M Se denomina pH a: Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, comoH 3 O +=10 –7 M: Y para el caso de agua pura, comoH 3 O +=10 –7 M: pH = – log 10 –7 = 7 pH = – log 10 –7 = 7

13 13 Tipos de disoluciones Ácidas: H 3 O + > 10 –7 M pH 10 –7 M pH < 7 Básicas: H 3 O + 7 Básicas: H 3 O + 7 Neutras: H 3 O + = 10 –7 M pH = 7 Neutras: H 3 O + = 10 –7 M pH = 7 En todos los casos: K w =H 3 O + · OH – En todos los casos: K w =H 3 O + · OH – Por tanto, si H 3 O + aumenta, entoncesOH – debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 Por tanto, si H 3 O + aumenta, entoncesOH – debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14

14 14 Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDOBÁSICO Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

15 15 Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como K w =H 3 O + · OH – = 10 –14 Como K w =H 3 O + · OH – = 10 –14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. para una temperatura de 25ºC.

16 16 Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH – y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H 3 O + = 12,6, de donde se deduce que: H 3 O + = 10 –pH = 10 –12,6 = 2,5 · 10 –13 pH = – log H 3 O + = 12,6, de donde se deduce que: H 3 O + = 10 –pH = 10 –12,6 = 2,5 · 10 –13 Como K w = H 3 O + · OH – = 10 –14 Como K w = H 3 O + · OH – = 10 –14 entonces: entonces: K W 10 –14OH – = = = 0,04 M H 3 O + 2,5 · 10 –13 K W 10 –14OH – = = = 0,04 M H 3 O + 2,5 · 10 –13 pOH = – log OH – = – log 0,04 = 1,4 pOH = – log OH – = – log 0,04 = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

17 17 Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: Están totalmente disociados Electrolitos fuertes: Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl – + H +Ejemplos: HCl (ac) Cl – + H + NaOH (ac) Na + + OH – NaOH (ac) Na + + OH – Electrolitos débiles: Están disociados parcialmente Electrolitos débiles: Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 –COOH => CH 3 –COO – + H +Ejemplos: CH 3 –COOH => CH 3 –COO – + H + NH 3 (ac)+ H 2 O => NH OH – NH 3 (ac)+ H 2 O => NH OH –

18 18 Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (H 2 O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: 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 + HA + H 2 O => A – + H 3 O + A – · H 3 O + A – · H 3 O + K c = K c · H 2 O = HA · H 2 O HA A – · H 3 O + A – · H 3 O + K c = K c · H 2 O = HA · H 2 O HA constante de disociación (K acidez)

19 19 Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: 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 > 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. 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 Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 – COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 · 10 –5

20 20 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O => HCO 3 – + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O => HCO 3 – + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O => CO 3 2– + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O => CO 3 2– + H 3 O + HCO 3 – · H 3 O + CO 3 2– · H 3 O + K a1 = K a2 = H 2 CO 3 HCO 3 –HCO 3 – · H 3 O + CO 3 2– · H 3 O + K a1 = K a2 = H 2 CO 3 HCO 3 – K a1 = 4,5 · 10 –7 K a2 = 5,7· 10 –11 K a1 = 4,5 · 10 –7 K a2 = 5,7· 10 –11 La constantes sucesivas siempre van disminuyendo. La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

21 21 Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (H 2 O constante) la fuerza de una base B depende de la constante de equilibrio: En disoluciones acuosas diluidas (H 2 O constante) la fuerza de una base B depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O => BH + + OH – B + H 2 O => BH + + OH – BH + x OH – BH + x OH – K c = ---- K c = ---- B x H 2 O B x H 2 O (K basicidad)

22 22 Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 Equilibrio: NH 3 + H 2 O => NH OH – Equilibrio: NH 3 + H 2 O => NH OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH 4 + x OH – x 2 K b = = = 1,8 x 10 –5 NH 3 0,2 – x NH 4 + x OH – x 2 K b = = = 1,8 x 10 –5 NH 3 0,2 – x De donde se deduce que x = OH – = 1,9 x 10 –3 M De donde se deduce que x = OH – = 1,9 x 10 –3 M pOH = – log OH – = – log 1,9 x 10 –3 =2,72 pOH = – log OH – = – log 1,9 x 10 –3 =2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

23 23 Relación entre la constante y el grado de disociación Relación entre la constante y el grado de disociación En la disociación de un ácido o una base En la disociación de un ácido o una base Igualmente: Igualmente: En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a o K b < 10 –4 ), se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c 2 (K b = c 2 ) En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a o K b < 10 –4 ), se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c 2 (K b = c 2 ) De donde: De donde:

24 24 Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua. 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: Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida (de un catión): Hidrólisis ácida (de un catión): NH H 2 O => NH 3 + H 3 O + NH H 2 O => NH 3 + H 3 O + Hidrólisis básica (de un anión): Hidrólisis básica (de un anión): CH 3 –COO – + H 2 O => CH 3 –COOH + OH – CH 3 –COO – + H 2 O => CH 3 –COOH + OH –

25 25 Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: 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 fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaClEjemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCNEjemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 ClEjemplo: NH 4 Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CNEjemplo: NH 4 CN

26 26 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl 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: 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 H 2 O NaOH + H 3 O + Na H 2 O NaOH + H 3 O + Cl – + H 2 O HCl + OH – Cl – + H 2 O HCl + OH – están muy desplazado hacia la izquierda. están muy desplazado hacia la izquierda.

27 27 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: CH 3 –COONa Ejemplo: CH 3 –COONa 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: 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). lo que provoca que el pH > 7 (dis básica).

28 28 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl 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: 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 H 2 O =>NH 3 + H 3 O + NH H 2 O =>NH 3 + H 3 O + lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida). lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

29 29 Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN 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. 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 M y K a (NH 4 + ) = 5,6 · 10 –10 M, en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN – ) es mayor que K a (NH 4 + ) Como K b (CN – ) = 2 · 10 –5 M y K a (NH 4 + ) = 5,6 · 10 –10 M, en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN – ) es mayor que K a (NH 4 + )

30 30 Disoluciones amortiguadoras (tampón) Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por: 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: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

31 31 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl © Ed. Santillana

32 32 Indicadores de pH (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: 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 HIn + H 2 O => In – + H 3 O + forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In – ] o [HIn] 10·[In – ] o [HIn]< 1/10·[In – ]

33 33 Algunos indicadores de pH Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metiloAmarilloVioleta0-2 Rojo CongoAzulRojo3-5 Rojo de metiloRojoAmarillo4-6 TornasolRojoAzul6-8 FenolftaleínaIncoloroRosa8-10

34 34 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. 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.

35 35 Gráfica de valoración de vinagre con NaOH Zona de viraje fenolftaleína V NaOH(ml) pH


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