1 Prof.: Ivonne Gacitúa

2 Contenidos  1. Teorías Ácido Base 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones Teoría de Brönsted-Lowry.  2. Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.  3. 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  4. 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.  5. Indicadores de ácido-base. Contenidos

Objetivo lIlIlIlIdentificar y distinguir un ácido de una base, de acuerdo a las distintas teorías.

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¿Qué es un electrolito? electrolito iones libres conductor eléctrico soluciones iónicas l Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas.

Conceptos de ácidos y bases l Los conceptos de ácido y de base han sido definidos y ampliados a lo largo del tiempo. Vamos a señalar algunas de las definiciones dadas.

l Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad. l Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en solución. Ejemplo: HC l (ac)  H +1 (ac) + C l -1 (ac)ÁCIDOS

l Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que forman obviamente son diferentes. l Tienen al tacto una sensación jabonosa. Ejemplo: NaOH (ac)  Na + 1 (ac) + OH - 1 (ac)

10 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.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

12 * Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Definición de Arrhenius “disociación iónica”. l Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”.

13 l ÁCIDO: l ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. l BASE: l BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH –. La teoría de Arrhenius no incluía las bases que no contienen OH - como el amoníaco. Teoría de Arrhenius

14 Disociación l ÁCIDO: l ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. H + AH (en disolución acuosa)  A – + H + Ejemplos: HCl (ac)  H + 1 (ac) + Cl - 1 (ac) H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  2 H + + SO 4 2–

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

Según Arrhenius la neutralización, o reacción entre un ácido y una base, se reduce a la reacción entre los iones H+ y OH-. La reacción de neutralización sería: H +1 + OH -1 H 2 O La reacción de neutralización sería: H +1 + OH -1 H 2 O

NEUTRALIZACIÓN mezcla de un ácido con una base libera salagua

l Johannes Nicolaus Bronsted ( ) * Químico y físico danés. l Thomas Martin Lowry ( ) * Químico inglés. Teoría de Brönsted-Lowry Bronsted Lowry

19  ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H + ”.  BASES: “Sustancia que en disolución acepta H + ”. H + Ácidos Bases Teoría de Bronsted-Lowry

par conjugado ácido base l En su teoría se incorpora el concepto de par conjugado ácido base, en donde hay una competencia por los protones, que se da de la siguiente forma: l El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido 2. Teoría de Bronsted-Lowry Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1

Ejemplo: HCl + H 2 O ⇌ Cl -1 + H 3 O +1 ácido base base ácido conjugada conjugada NH 3 + H 2 O ⇌ NH OH -1 base ácido ácido base conjugada conjugada

Ácido mas fuerte Base mas fuerte Base más débil Ácido más débil Transferencia protónica Par ácido-base conjugado Ácidos y bases de Brönsted-Lowry HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Donador de Receptor de protones protones Acido Base HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H+H+H+H+

ácidos l En su forma general, para los ácidos se da: HA + H 2 O ↔ H 3 O + + A - Teoría de Bronsted-Lowry Ácido Base Ácido conjugado Base conjugada

l En su forma general, para las bases se da: A - + H 2 O ↔ HA + OH - Teoría de Bronsted-Lowry Base Ácido Ácidoconjugado Baseconjugada

Fortaleza de Ácidos y bases de Brønsted-Lowry conjugadas

26 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)

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ÁCIDOS Características (en solución acuosa) tornasol vira del azul al rojo libera H 2 (reacción con metal) sabor ácido Características químicas ArrheniusBrønsted – LowryLewis ceden H + ceden p + captan e -

BASES Características (en solución acuosa) tornasol vira del rojo al azul consistencia jabonosa al tacto sabor amargo Características químicas Arrhenius Brønsted – Lowry Lewis ceden OH - captan p + ceden e -

SINTESIS acido base cede OH - capta p + cede H + cede p + neutralización sal agua

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33 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

34 Producto iónico del agua.

35 Equilibrio de ionización del agua.

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38 Concepto de pH La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en función de la concentración de los iones hidronio [H 3 O + ] que se encuentran al diluir una sustancia en agua. La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en función de la concentración de los iones hidronio [H 3 O + ] que se encuentran al diluir una sustancia en agua. Debido a que los valores de [H + ] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños, en 1909 el químico danés Sören Sörensen propuso expresar la concentración de los iones hidronio [H 3 O + ] utilizando una transformación logarítmica de la concentración molar que llamó pH, en lugar de utilizar números decimales o exponenciales.

39 Concepto de pH. 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 Ejemplo: Se tiene una sustancia con una concentración de [H + ] = 1x10 -8 M es decir ( ); simplemente es un pH de 8 ya que: pH= - log[10 -8 ] = 8

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41 Tipos de disoluciones lÁlÁlÁlÁcidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7 lBlBlBlBásicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7 lNlNlNlNeutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7 lElElElEn todos los casos: Kw = H3O+ · OH– lllllllluego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2

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

43 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.

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

46 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 –

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

48 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.

49 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 –  · K c = ——————  K c ·  H 2 O  = ——————  HA  ·  H 2 O   HA   A –  ·  H 3 O +   A –  · K c = ——————  K c ·  H 2 O  = ——————  HA  ·  H 2 O   HA  constante de  disociación (K acidez)

50 Fuerza de ácidos 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

51 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.

52 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.

53 Datos: K a1 = 7,5 x 10 –3 K a2 = 6,2 x 10 –8 K a3 = 2,2 x 10 –13 disolución de H 3 PO 4 0,08  M calcular concentraciones H 3 O +, H 2 PO 4 –, HPO 4 2– y PO 4 3–. Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O  H 2 PO 4 – + H 3 O + conc. in.(mol/l): 0, conc. eq.(mol/l): 0,08 – x x x  x = 0,021

54 H 2 PO 4 – + H 2 O  HPO 4 2– + H 3 O + 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 HPO 4 2– + H 2 O  PO 4 3– + H 3 O + 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

55 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)

56 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.

57 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

58 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 – 

59 Relación entre K a y K b conjugada 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 ).

60 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

61 Relación entre la constante y el grado de disociación “  o x” 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:

62 a) b) c) 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) Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (K b ). 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 = 6,3 x 10 –10 c)1,58 10 –5 c) K b = 1,58 x 10 –5

63 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 –

64 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

65 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.

66 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).

67 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).

68 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 + )

69 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

70 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 –  se determina X 2,5 · 10 –5 M = —————— = ——————  CN –   = 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

71 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)

72 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)

73 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.

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

75 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

76 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

77 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

78 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

79 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

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81 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

82 Algunos indicadores de pH

83 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