¿Qué es el pH? zEl pH es una escala matemática en la que se expresa la concentración de iones hidronio (H 3 O + ) (soluciones ácidas) y lo iones hidróxido (solucione básicas)

zPara medir pH se emplea:

z Algunos indicadores son mejores a pH bajos, otros, a pH moderado y otros, a pH alto.

6 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 +  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)

7 Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: fuerte Si K a > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. débil 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

8 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 + disocie: 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 3 O +   CO 3 2–  ·  H 3 O +  K a1 = ———————— K a2 = ———————  H 2 CO 3   HCO 3 –  K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7· 10 –11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

9 Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7,5 x 10 –3, K a2 = 6,2 x 10 –8 y K a3 = 2,2 x 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, c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x  x = 0,021

10 Equilibrio 2: H 2 PO 4 – + H 2 O  HPO 4 2– + H 3 O + c. in.(mol/l): 0, ,021 c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y  y = 6,2 x 10 –8 M Equilibrio 3: HPO 4 2– + H 2 O  PO 4 3– + H 3 O + c. in.(mol/l): 6,2 x 10 –8 0 0,021 c. eq.(mol/l): 6,2 x 10 –8 – z z 0,021 + z  z = 6,5 x 10 –19 M

11 Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O  BH + + OH –  BH +  x  OH –   BH +  x  OH –  K c = —— ————  K c x  H 2 O  = ——————  B  x  H 2 O   B   (K basicidad)

12 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.

13 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 M Equilibrio: NH 3 + H 2 O  NH OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x  NH 4 +  x  OH –  x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M  NH 3  0,2 – x De donde se deduce que x =  OH –  = 1,9 x 10 –3 M 2,72 pOH = – log  OH –  = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 11,28 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

14 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 –  A –  x  H 3 O +   HA  x  OH –  K a = —————— ; K b = ——————  HA   A –   A –  x  H 3 O +  x  HA  x  OH –  K a x K b = ———————————— = K W  HA  x  A – 

15 Relación entre K a y K b conjugada (cont.). En la práctica, esta relación (K a x 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 ).

16 Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 · 10 –10 M. 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 M 2 K b = —— = —————— = 2,0 x 10 –5 M K a 4,9 x 10 –10 M

Una solución amortiguadora, buffer o tampón zTiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. zSe compone de 1)Un ácido débil o una base débil 2)su sal Ejemplos: - amoniaco, NH 3 (base débil) y una sal de amonio, como NH 4 Cl Si se añade un ácido, el NH 3 reacciona con los iones H + Si se añade una base el ión NH 4 + de la sal reacciona con el OH - Amortiguadores

- Ácido acético CH 3 COOH (ácido débil) y la sal acetato de sodio CH 3 COONa. Si se añade una base el ácido del sistema reacciona para neutralizar el OH - de la base. Si se añade un ácido, el ión CH 3 COO - (base conjugada) reacciona con los iones H +

Una solución amortiguadora, buffer o tampón zTiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. zSe compone de 1)Un ácido débil o una base débil 2)su sal Ejemplos: - amoniaco, NH 3 (base débil) y una sal de amonio, como NH 4 Cl Si se añade un ácido, el NH 3 reacciona con los iones H + Si se añade una base el ión NH 4 + de la sal reacciona con el OH - Titulaciones ácido-base