ÁCIDOS Y BASES

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: 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.

1.- Definición de Arrhenius “disociación iónica” Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. – Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. BASE: BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH –.

Disociación ÁCIDOS: HA (en disolución acuosa)  H + +A – Ejemplos: – HCl (en disolución acuosa)  H + + Cl – – H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  2 H + + SO 4 2– 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 – )

2.- 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”. ÁCIDO (HA)BASE CONJ. (A – ) – H + + 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 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)

3.- Teoría de Lewis ÁCIDOS: “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 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 + ).

Teoría de Lewis Así, 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 disociado en iones: 2 H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + OH – (ac)  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido puro, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 producto iónico del agua conocido como “producto iónico del agua”

Escala de pH

Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14 M 2 En el caso del agua pura:  H 3 O +  =  OH –  =  10 –14 M 2 = 10 –7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M: pH = – log 10 –7 = 7

Tipos de disoluciones Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH < 7 Básicas:  H 3 O +  7 Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 M 2

Fuerza de ácidos 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

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.

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)

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 0,2 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

Calcule el pH de una disolución 0,5 M de HF (K a =7,1·10 -4 ). HF (ac)  H + (ac) + F - (ac) En equilibrio existen: HF, H + y F - HF (ac)  H + (ac) + F - (ac) Inicio (M) 0,5 0 0 Equilibrio(M) 0,5-x x x K a = (x)(x) / (0,5 –x) = x 2 / (0,5 –x) Aproximación del cálculo: A veces la ecuación de 2º grado se puede simplificar. Cuando la K a es suficientemente pequeña, x es despreciable frente a C o : 0,5-x  0,5 Ka= x 2 / (0,5 –x)  x 2 / (0,5) X = 1,9·10 -2 M, pH = 1,72.

En general la aproximación es justificada si: C 0 / K > 400 [HA] 0 /K a > 400 Para el ejemplo anterior: [HA] inic /Ka = 0,5 / 7,1·10 -4 = 704 > 400 “se puede aproximar”

Si la concentración inicial de HF es 0,05 M, esta aproximación es valida?. [HA] inic /K a = 0,05/7,1·10 -4 = 70,4 < 400 No se justifica, por lo tanto hay que resolver la ecuación de 2º grado. HF (ac)  H + (ac) + F - (ac) Inicio (M) 0, Equilibrio(M) 0,05-x x x K a = x 2 / (0,05 –x) x 2 + 7,1·10 -4 x -3,6·10 -5 = O x 1 = 5,6·10 -3 M y x 2 = -6,4·10 -3 M (físicamente imposible). x = [H + ] = 5,6·10 -3 M pH= 2,25

PARA LAS BASES: Calcule el pH de una disolución 0,01 M de NH 3 (K b = 1,8x10 -5 ). NH 3 (ac)+ H 2 O  NH 4 + (ac) + OH - (ac) Equilibrio 0,01 – x x x K b =[NH 4 + ][OH - ] / [NH 3 ] K b =X 2 / (0,01 –X) ¿Aproximación?: C b /K b = 0,01/1,8x10 -5 = 555,6 > 400 (es posible) K b  X 2 / (0,01) X = [OH] =  (1,8·10 -5 ·0,01) = 4,24·10 -4 M; pOH = 3,37  pH = ,37 pH =10,63.

EJERCICIOS : 1-Calcular el pH de la disolución obtenida al diluir 10 ml de una disolución de hidróxido sódico 2 M con agua, hasta un volumen final de 250 ml. R: Calcule el pH de 50 ml de amoniaco M. Kb= 1, R:11, Se desea saber el pH aproximado de una disolución acuosa de amoniaco, 0,150 M si la constante de ionización del NH3 es 1,75 x 10-5 R:11, Se forma una disolución adicionando 50 ml de agua destilada a 150 ml de una disolución 0,1 M de amoniaco. Calcular el pH de la nueva disolución. DATOS: Kb NH3 = 1,8 x R:11,07

TAREA: ¿Qué es el porcentaje de ionización?¿Cómo se calcula?