1 Ácido-Base Unidad 4

2 Contenidos (1) 1.- Características de ácidos y basees 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius. Limitaciones Teoría de Brönsted-Lowry Teoría de Lewis (  ) 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 Contenidos (2) 5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo) 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 Calculo de concentraciones y pH. (  ) 6.- Disoluciones amortiguadoras. (  ) 7.- Indicadores de ácido-base. (  ) 8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías) Neutralización (práctica de laboratorio).

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

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

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

7 Neutralización l Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: l H + + OH – —  H 2 O l El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): l NaOH +HCl —  H 2 O + NaCl (Na + + Cl – )

8 Teoría de Brönsted-Lowry. l ÁCIDOS: l “Sustancia que en disolución cede H + ”. l BASES: l “Sustancia que en disolución acepta H + ”.

9 Par Ácido/base conjugado l Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). l 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 +

10 Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: l HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl – (ac) l 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: l NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH OH – l 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 Teoría de Lewis (  ) ÁCIDOS: l “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.BASES: l “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

12 Teoría de Lewis (Ejemplos) l 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 + ). l 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 + ).

13 Teoría de Lewis (cont.) l De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl 3 pueden actuar como ácidos: l AlCl 3 + :NH 3 Cl 3 Al:NH 3 l Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–Al  N–H | | | | Cl H Cl H

14 Equilibrio de ionización del agua. l La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: l 2 H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + OH – (ac) l  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 l Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 producto iónico del agua l conocido como “producto iónico del agua”

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

16 Tipos de disoluciones l Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH < 7 l Básicas:  H 3 O +  7 l Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 l En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  l 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

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

18 Concepto de pOH. l A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: l Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 l Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: l pH + pOH = 14 l para una temperatura de 25ºC.

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

20 a) b)  Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú- rico tiene una  densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) a) m s m s % = —— x 100 = ——— x 100  m dn V dn x d 240 g/L m s % x d 20 x 1,2 g conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L V dn –3 L x 100 n s m s conc(g/L)240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ———— V dn V dn x M s M s 98 g/mol 2,45 mol/L Molaridad = 2,45 mol/L b) 2,35 b) pH = –log [H 3 O + ] = –log (2 x 2,45 x 10 –3 M) = 2,35 Problema de Selectividad (Marzo 97)

21 Electrolitos fuertes y débiles l Electrolitos fuertes: (  ) l Electrolitos fuertes: (  ) Están totalmente disociados *Ejemplos: HCl (ac)  Cl – + H + NaOH (ac)  Na + + OH – l Electrolitos débiles: (  ) l Electrolitos débiles: (  ) Están disociados parcialmente *Ejemplos: CH 3 –COOH (ac)  CH 3 –COO – + H + NH 3 (ac)+ H 2 O  NH OH –

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

23 Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO 3 – actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. l El NaOH proporciona OH – a la disolución: l NaOH (ac)  Na + + OH – l por lo que HCO 3 – + OH –  CO 3 2– + H 2 O l es decir, el ión HCO 3 – actúa como ácido. l El HCl proporciona H + a la disolución: l HCl (ac)  H + + Cl – l por lo que HCO 3 – + H +  H 2 CO 3 (CO 2 + H 2 O) el ión HCO 3 – actúa como base l es decir, el ión HCO 3 – actúa como base.

24 Fuerza de ácidos. l En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: l 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)

25 Fuerza de ácidos (cont.). l Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: fuerte l Si K a > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. débil l Si K a < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. l Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 –COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 · 10 –5 M

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

27 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

28 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

29 Fuerza de bases. l En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: l 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)

30 Fuerza de ácidos y bases (pK) l Al igual que el pH se denomina pK a: l pK a = – log K a ; pK b = – log K b l Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. l Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.

31 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 l Equilibrio: NH 3 + H 2 O  NH OH – l conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 l 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 l pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

32 Relación entre K a y K b conjugada l Equilibrio de disociación de un ácido: l HA + H 2 O  A – + H 3 O + l Reacción de la base conjugada con el agua: l 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 – 

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

34 Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 · 10 –10 M. l 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: l 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

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

36 a) b) c) d) Ejemplo: Una disolución de HBO M tiene un de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (K a). c) Cal- cule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (K b ). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO 2 se mezclan con 100 ml de una disolución M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá? a) a) [H 3 O + ] = 10 –pH = 10 –5,6 = 2,51 x 10 –6 M 2,51 10 –4  =[H 3 O + ]/c = 2,51 x 10 –6 M/ M = 2,51 x 10 –4 lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO 2 –, será pues, relativamente fuerte. b)6,3 10 –10 b) K a = c x  2 = M x (2,51 x 10 –4 ) 2 = 6,3 x 10 –10 c)1,58 10 –5 c) K b = K w /K a = 10 –14 / 6,3 x 10 –10 = 1,58 x 10 –5 d) d) Se neutralizan exactamente: [BO 2 – ] = 5 x 10 –3 M Problema de Selectividad (Marzo 98)

37 a)b) Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 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) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: K a (ácido etanoico) = 1,8 x a) a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H 3 O + ] = 0,05 M 1,30 pH = –log [H 3 O + ] = –log 0,05 = 1,30 CH 3 COOH es ácido débil por lo que: K a 1,8 ·10 -5 M  = —— = ————— = 0,019 c 0,05 M [H 3 O + ] = c  = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x M 3,0 pH = –log [H 3 O + ] = –log 9,5 x = 3,0 Problema Selectividad (Junio 98)

38 a)b) Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 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) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: K a (ácido etanoico) = 1,8 x b) b) n (H 3 O + ) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x mol. Para que el pH sea 3,0 [H 3 O + ] = M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es: V = n/Molaridad = 7,5 x mol/ mol·l -1 = 0,75 litros 735 ml Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml Problema Selectividad (Junio 98)

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

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

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

42 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. l Ejemplo: Na + CH 3 –COO – Na + CH 3 –COO – l 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: l CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COOH + OH – l lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

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

44 Sales procedentes de ácido débil y base débil. l Ejemplo: NH 4 CN NH 4 + CN – l 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. l 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 + )

45 Ejemplo: Sabiendo que K a (HCN) = 4,0 · 10 –10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  l La reacción de hidrólisis será: l CN – + H 2 O  HCN + OH – l  HCN  ·  OH –  K W K h ( CN – ) = —————— = —————— =  CN –  4,0 · 10 –10 M l 1 · 10 –14 M 2 K h ( CN – ) = —————— = 2,5 · 10 –5 M 4,0 · 10 –10 M

46 Ejemplo: Sabiendo que K a (HCN) = 4,0 · 10 –10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  l CN – + H 2 O  HCN + OH – l Conc inin. (M) 0,010 0 l Conc equil. (M) 0,01(1–  ) 0,01  0,01   HCN  x  OH –  (0,01  ) 2 M 2 2,5 · 10 –5 M = —————— = ——————  CN –  0,01(1–  ) M  = 0,05 l Despreciando  frente a 1, se obtiene que  = 0,05 K W 10 –14 M 2  H 3 O +  = ——— = —————— = 2,0 x 10 –11 M  OH –  0,01 M x 0,05 10,7 pH = – log  H 3 O +  = – log 2,0 x 10 –11 M = 10,7

47 a) b)c) d) Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. a)pH básico a) Acetato potásico: pH básico, ya que CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COOH + OH – por ser el ác. acetico débil, mientras que el K + no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. b)pH neutro 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. Problema de Selectividad (Septiembre 98)

48 a) b)c) d) Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. c)pH ácido c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que NH 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)pH básico 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) Problema de Selectividad (Septiembre 98)

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

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

51 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 M.  l El acetato está totalmente disociado: l CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + l El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): l H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + l c in (M) 0,2 0,2 0 l c eq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

52 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 M  l  CH 3 –COO –  ·  H 3 O +  (0,2+x) · x M 2 1,8 · 10 –5 M = ————————— = ——————  CH 3 –COOH  (0,2 – x) M l De donde se deduce que: l x =  H 3 O +  = 1,8 · 10 –5 M 4,74 l pH = – log  H 3 O +  = 4,74

53 a) b) Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl?  a) a) Al añadir NaOH (Na + + OH – ), se producirá la neutralización del ácido acético: CH 3 COOH + NaOH  CH 3 COO – + Na + + H 2 O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: [CH 3 COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M [CH 3 COO – ] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,19 0,21 0 c eq (M) 0,19 – x 0,21 + x x

54 a) b) Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl?  (0,21 + x) · x M 2 1,8 · 10 –5 M = ——————— (0,19 – x) M 4,79 De donde se deduce que x =  H 3 O +  = 1,63 · 10 –5 M pH = – log  H 3 O +  = 4,79 b) b) Al añadir HCl (H 3 O + + Cl – ), los H 3 O + reaccionarán con los CH 3 COO – : CH 3 COO – + HCl  CH 3 COOH + Cl – [CH 3 COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M [CH 3 COO – ] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M 4,70 Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70

55 Indicadores de pH (ácido- base)  l Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: l HIn + H 2 O  In – + H 3 O + forma ácida forma básica l El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In – ] o [HIn]< 1/10·[In – ] l  In –  ·  H 3 O +   HIn  K a = ——————   H 3 O +  = K a · ———  HIn   In –  l pH = p K a + log  In –  /  HIn  = p K a  1

56 Algunos indicadores de pH Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo AmarilloVioleta0-2 Rojo CongoAzulRojo3-5 Rojo de metilo RojoAmarillo4-6 TornasolRojoAzul6-8 FenolftaleínaIncoloroRosa8-10

57 Valoraciones ácido-base l 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.

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

59 Valoraciones ácido-base. l La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH – ) = n(H 3 O + ). l La reacción de neutralización puede escribirse: b H a A + a B(OH) b  B a A b + a · b H 2 O l 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) x a = n(base) x b

60 Valoraciones ácido-base V ácido x [ácido] x a = V base x [base] x b l Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH) V ácido x N ácido = V base x N base l 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. Simulación

61 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 [H 2 SO 4 ]? 3 H 2 SO Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al H 2 O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M ácido x 2 l De donde: 25 ml x 2 M x 3 M ácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 l [H 2 SO 4 ] = 0,75 M V ácido x N ácido = V bas x N base ( N base = 3 x M base ) 100 ml x N ácido = 25 ml x 6 N M ácido 0,75 M l N ácido = 1,5 N  M ácido = N ácido /2 = 0,75 M Vídeo

62 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 [H 2 SO 4 ]? l 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 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al H 2 O 3 mol H 2 SO 4 2 mol Al(OH) 3 ————— = —————— n(H 2 SO 4 ) 50 mmoles l n(H 2 SO 4 ) = 75 mmol [H 2 SO 4 ]0,75 M l n (H 2 SO 4 ) 75 mmol [H 2 SO 4 ] = ————— = ———— = 0,75 M V(H 2 SO 4 ) 100 ml

63 Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 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 peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? a) V ácido x N ácido = V base x N base 1 N 50,5 ml x 0,2 N N ácido = —————— = 1 N M ácido = 1 M 10,1 ml l b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g 5,66 % m soluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m disolución 1060 g Problema de Selectividad (Septiembre 97)