Ácido-Base Química 2º Bach.

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1 Ácido-Base Química 2º Bach

2 Contenidos 1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.3. Teoría de Lewis 3.- Equilibrio de ionización del agua. pH. 4.-  Fuerza de ácidos y bases. 4.1. Ácidos y bases conjugadas. 4.2.  Relación entre Ka y Kb. 4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de disociación

3 Contenidos 5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo). 5.1.  Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. 5.2.  Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. 5.3.  Sales procedentes de ácido débil y base débil. 5.4.  Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. 5.5.  Calculo de concentraciones y pH. 6.-  Disoluciones amortiguadoras. 7.- Indicadores de ácido-base. 8.-  Valoraciones de ácido-base (volumetrías). 8.1.  Neutralización (¿práctica de laboratorio?).

4 Características ÁCIDOS: BASES: Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. 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.

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

6 Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

7 Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

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

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+). 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: HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)

11 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”.

12 Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(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 H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

13 Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: AlCl :NH Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

14 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 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua”

15 El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2
Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2 En el caso del agua pura: ———– H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

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

17 Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

18 Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 y aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

19 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: KW –14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ ,5 · 10–13 M pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

20 Problema de Selectividad (Marzo 97)
 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. Problema de Selectividad (Marzo 97) a) ms ms % = —— x 100 = ——— x 100  mdn Vdn x d ms % x d x 1,2 g conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L Vdn –3 L x 100 ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ———— Vdn Vdn x Ms Ms g/mol Molaridad = 2,45 mol/L b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,35

21 Electrolitos fuertes y débiles
Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

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

23 Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac)  Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O es decir, el ión HCO3– actúa como ácido. El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac)  H+ + Cl– por lo que HCO3– + H+  H2CO3 (CO2 + H2O) es decir, el ión HCO3– actúa como base.

24 Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O  A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+ Kc = ——————  Kc · H2O = —————— HA · H2O HA constante de  disociación (K acidez)

25 Fuerza de ácidos (cont.).
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

26 La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H+. ( ej.: el H2CO3 es diprótico) Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+ HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ HCO3–  · H3O+ CO32–  · H3O+ Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3–  Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

27 Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4 0,08M. Equilibrio 1: H3PO4   + H2O  H2PO4–  +  H3O+ c. in.(mol/l):    0,08                      0             0 c. eq.(mol/l):  0,08 – x                 x            x x = 0,021

28 Equilibrio 2: H2PO4– + H2O  HPO42– + H3O+ c. in
Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO42– +  H3O+ c. in.(mol/l):    0,021                    0          0,021 c. eq.(mol/l):  0,021 – y                 y        0,021 + y y = 6,2 x 10–8 M Equilibrio 3: HPO42–  + H2O   PO43– +  H3O+ c. in.(mol/l):  6,2 x 10–8                      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. En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O  BH+ + OH– BH+ x OH– Kc = —————— B x [H2O]  (K basicidad)

30 Fuerza de ácidos y bases (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb 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 NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Equilibrio: NH3 + H2O  NH OH– conc. in.(mol/l): 0, conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 ,2 – x De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = ,28

32 Relación entre Ka y Kb conjugada
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O  A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O  HA + OH– A– x H3O+ HA x OH– Ka = —————— ; Kb = —————— HA A– A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–

33 Relación entre Ka y Kb conjugada (cont.).
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) 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 (Kh).

34 Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH– KW –14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka ,9 x 10–10 M

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

36 Problema de Selectividad (Marzo 98)
Una disolución de HBO M tiene un de pH de ,6. a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (Ka) c) Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá? a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M  =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4 lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2–, será pues, relativamente fuerte. b) Ka = c x 2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10 c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5 d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M

37 Problema Selectividad (Junio 98)
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: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5 Problema Selectividad (Junio 98) a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30 CH3COOH es ácido débil por lo que: Ka ,8 ·10-5M  = —— = ————— = 0, c ,05 M [H3O+] = c  = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x = 3,0

38 Problema Selectividad (Junio 98)
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: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5 Problema Selectividad (Junio 98) b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10-4 mol. Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 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 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml

39 Hidrólisis de sales 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: Hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–

40 Tipos de hidrólisis. 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. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN

41 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
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: Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda.

42 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO– SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

43 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

44 Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)

45 La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O  HCN + OH–
Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O  HCN + OH– HCN · OH– KW Kh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M 1 · 10–14 M2 Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M ,0 · 10–10 M

46 Despreciando  frente a 1, se obtiene que  = 0,05
Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  CN– + H2O  HCN OH– Conc inin. (M) 0, Conc equil. (M) 0,01(1–) ,01  0,01  HCN x OH– (0,01 )2 M2 2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– ,01(1–) M Despreciando  frente a 1, se obtiene que  = 0,05 KW –14 M2 H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M OH– ,01 M x 0,05 pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7

47 Problema de Selectividad (Septiembre 98)
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. Problema de Selectividad (Septiembre 98) Acetato potásico: pH básico, ya que CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.

48 Sulfato amónico: pH ácido, ya que
Sulfato amónico: pH ácido, ya que NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte. 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)

49 Disoluciones amortiguadoras (tampón)
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: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. 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 El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa  CH3–COO– + Na+
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. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M. El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa  CH3–COO– + Na+ El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H2O + CH3–COOH  CH3–COO– + H3O+ cin (M) 0, , ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

52 CH3–COO–  · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COO–  · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M De donde se deduce que: x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M pH = – log H3O+ = 4,74

53 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) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización del ácido acético: CH3COOH + NaOH  CH3COO– + Na+ + H2O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: [CH3COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M [CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M H2O + CH3–COOH  CH3–COO– + H3O+ cin (M) 0,19 0, ceq (M) 0,19 – x ,21 + x x

54 (0,21 + x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ——————— (0,19 – x) M
De donde se deduce que x = H3O+ = 1,63 · 10–5 M pH = – log H3O+ = 4,79 b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con los CH3COO–: CH3COO–+ HCl  CH3COOH + Cl– [CH3COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M [CH3COO–] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70

55 Indicadores de pH (ácido- base)
Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H2O  In– + H3O+ forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–] In– · H3O+ HIn Ka = ——————   H3O+  = Ka · ——— HIn In– pH = pKa + log In– / HIn = pKa  1

56 Algunos indicadores de pH
Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo 4-6 Tornasol 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

57 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.

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

59 Valoraciones ácido-base.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+). La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b  BaAb + a·b H2O En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH–  2 H2O n(ácido) x a = n(base) x b

60 Valoraciones ácido-base
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase 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.

61 Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]? 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO42– +2Al H2O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2 De donde: 25 ml x 2 M x Mácido = ——————— = 0,75 M ml x 2 [H2SO4] = 0,75 M Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase) 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Nácido = 1,5 N  Mácido= Nácido/2 = 0,75 M

62 Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]? Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos n(Al(OH)3)= V· M = 25 ml · 2M = 50 mmoles 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO42– +2Al H2O 3 mol H2SO mol Al(OH)3 ————— = —————— n(H2SO4) mmoles n(H2SO4) = 75 mmol n (H2SO4) mmol [H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) ml

63 Problema de Selectividad (Septiembre 97)
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? Problema de Selectividad (Septiembre 97) a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase 50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M ,1 ml 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 msoluto g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % mdisolución g

64 PAU a) Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente, utilizando las ecuaciones químicas necesarias, si las siguientes especies químicas se comportan como ácidos o como bases: NH3, CH3-COOH, CN–, HCO3–. b) Señale en cada caso la base o el ácido conjugado. A) NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–; Base pues captura H+. CH3-COOH + H2O (l)  CH3-COO– + OH–; Ácido pues cede H+. CN– + H2O (l)  HCN + OH–; Base pues captura H+. HCO3–+ H2O (l)  H2CO3 + OH–; Base pues captura H+. HCO3–+ H2O (l)  CO32– + H3O+; Ácido pues cede H+. b) NH4+: Ácido conjugado. CH3-COO– : Base conjugada. HCN: Ácido conjugado. H2CO3: Ácido conjugado. CO32–: Base conjugada.

65 HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ NH4+ + OH–  H2O + NH3;
PAU Completar los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry; caracterizando los correspondientes pares ácido-base conjugado: a) H2O  CO32– + H3O+; b) NH4+ + OH–  H2O ; c) H2O  H3O+ + SO42– HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ NH4+ + OH–  H2O + NH3; HSO4–  + H2O  H3O+ + SO42–.

66 Equilibrio: NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–; c0 (mol/l) 0,1 0 0
PAU A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determina la constante de basicidad del amoniaco y la de acidez del ion amonio. pOH = 14 – 11,12 = 2,88  [OH–] = 1,32 · 10–3 M Equilibrio: NH3 (g) + H2O (l)  NH OH–; c0 (mol/l) , ceq (mol/l) 0,1–1,32·10– ,32·10–3 1,32·10–3 [NH4+]·[OH–] (1,32·10–3 M)2 Kb = ––––––––––– = ––––––––––––––– = 1,76 · 10–5 M [NH3] (0,1– 1,32·10–3) M KW –14 M2 Ka(NH4+) = ––––––– = –––––––––––– = 5,68 · 10–10 M Kb(NH3) ,76 · 10–5 M

67 Equilibrio: C6H5COOH + H2O  C6H5COO– + H3O+; c0 (mol/l) 0,01 0 0
PAU Una disolución 10–2 M de ácido benzoico presenta un grado de disociación del 8,15 %. Determina: la constante de ionización del ácido, el pH de la disolución y la concentración del ácido benzoico sin ionizar en el equilibrio. Equilibrio: C6H5COOH H2O  C6H5COO– H3O+; c0 (mol/l) , ceq (mol/l) ,01(1–0,0815) ,01· 0, ,01· 0,0815 [C6H5COO–]·[H3O+] (8,15·10–4 M) Ka = –––––––––––––––– = –––––––––––– = 0,177 M [C6H5COOH] ,185·10–3 M pH = –log [H3O+] = –log 8,15·10–4 M = 3,09

68 Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l)  NH4+ + OH–; c0 (mol/l) 0,15 0 0
PAU Calcula el pH y la molaridad de cada especie química presente en el equilibrio de ionización del amoniaco 0,15 M: NH3(ac) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH–. Kb(:NH3) = 1,8 x 10–5. Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l)  NH4+ + OH–; c0 (mol/l) , ceq (mol/l) 0,15(1–) ,15 0,15 [NH4+]·[OH–] 0,15 2 1,8 · 10–5 = ––––––––––– = ––––––  0,15 2   = 0, [NH3] – [NH4+] = [OH–] = 0,15 M · 0,011 = 1,65·10–3 M [NH3] = 0,15(1–0,011) = 0,148 M 10–14 M2 [H3O+] = ––––––––––– = 6,06 · 10–12 M  ,65·10–3 M pH = –log 6,06 · 10–12 = 11,22

69 [OH–]2 KH = 3,125·10–7  –––––  [OH–] = 1,77 · 10–4 M 0,1
PAU a) Cómo será el pH de una disolución de 150 ml de NaClO 0,1 M. b).¿Cuánto valdrá? Ka (HClO) 3,2·10–8 A) Se produce una hidrólisis básica: ClO– + H2O  HClO + OH–; luego el pH será básico. B) KH = KW/Ka = 10–14/3,2·10–8 = 3,125·10–7 [OH–] KH = 3,125·10–7  –––––  [OH–] = 1,77 · 10–4 M ,1 10–14 M2 [H3O+] = ––––––––––– = 5,66 · 10–11 M  1,77 · 10–4 M pH = –log 5,66 · 10–11 = 10,25

70 Reacción de hidrólisis: CN– + H2O  HCN + OH–
PAU a) Calcula el pH de una disolución 0,7 M de KCN sabiendo que Ka de HCN es de 7,2·10–10 M. b) ¿Cual será el nuevo pH si a ½ litro de la disolución anterior le añadimos ¼ de litro de una disolución 3 Molar de HCN? A) KH = KW/Ka = 10–14/7,2·10–10 = 1,39·10–5 Reacción de hidrólisis: CN– + H2O  HCN + OH– [OH–] KH = 1,39·10–5  –––––  [OH–] = 3,12 · 10–3 M ,7 10–14 M2 [H3O+] = ––––––––––– = 3,21·10–12 M  pH = –log 3,21·10– ,12 · 10–3 M = 11,49

71 Equilibrio: HCN + H2O  CN– + H3O+ c0 (mol/l) 0,75/0,75 0,35/0,75 0
PAU a) Calcula el pH de una disolución 0,7 M de KCN sabiendo que Ka de HCN es de 7,2·10–10 M. b) ¿Cual será el nuevo pH si a ½ litro de la disolución anterior le añadimos ¼ de litro de una disolución 3 Molar de HCN? B) n(CN–) = 0,5 L · 0,7 mol ·L–1 = 0,35 mol n(HCN) = 0,25 L · 3 mol ·L–1 = 0,75 mol Vtotal = 0,5 L + 0,25 L = 0,75 L Equilibrio: HCN + H2O  CN– H3O+ c0 (mol/l) 0,75/0, ,35/0, ceq (mol/l) 1–x , x x [CN–]·[H3O+] 0,4667 x + x2 7,2·10–10 = –––––––––––– = ––––––––––  x = [H3O+] = [HCN] –x x = 1,54·10–9 M pH = –log 1,54·10–9 = 8,81

72 PAU a) Calcula el pH de una disolución 0,7 M de KCN sabiendo que Ka de HCN es de 7,2·10–10 M. b) ¿Cual será el nuevo pH si a ½ litro de la disolución anterior le añadimos ¼ de litro de una disolución 3 Molar de HCN? B) (continuación) En realidad, en las disoluciones amortiguadoras la modificación del equilibrio “x” es muy pequeña comparado tanto con [HCN] como con [CN–], y en la ecuación anterior podemos despreciarla frente a éstas: [HCN] [H3O+] = Ka·–––––– = 7,2·10–10M· –––––– = 1,54·10–9 M [CN–] ,4667

73 1,515 mol [OH–] = –––––––– = 3,03 mol/l 0,5 L
PAU Una mezcla de 46,3 g de hidróxido de potasio y 27,6 g de hidróxido de sodio puros se disuelve hasta un volumen de 500 cm3. Calcular el volumen de una disolución 0,5 M de ácido sulfúrico que se necesitará para neutralizar 30 cm3 de la disolución alcalina anterior.  Masa atómicas: Na = 23; K = 39; O =1 6; H = 1. 46,3 g ,6 g n (KOH) = –––––––– = 0,825 mol ; n (NaOH) = –––––––– = 0,69 mol ,1 g/mol g/mol n(OH–) = 0,825 mol + 0,69 mol = 1,515 mol 1,515 mol [OH–] = –––––––– = 3,03 mol/l 0,5 L Va · 0,5 M · 2 = 30 cm3 · 3,03 M  Va = 90,9 cm3

74 Reacción de neutralización: NH3 + HCl  NH4Cl
PAU Calcula el pH de la disolución que se forma cuando se mezclan 1,0 litros de amoniaco 0,25 M con 0,400 litros de ácido clorhídrico 0,30 M. Kb (amoniaco) = 1,8·10–5. n(NH3) = 1,0 L·0,25 mol/L = 0,25 mol; n(HCl) = 0,4 L·0,30 mol/L = 0,12 mol Reacción de neutralización: NH3 + HCl  NH4Cl Se neutralizan 0,12 mol de HCl con 0,12 mol de NH3, con lo que queda un exceso de 0,13 mol de NH3 en un total de 1,4 litros de disolución. Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l)  NH4+ + OH–; c0 (mol/l) ,13/1, ceq (mol/l) 0,093 – x x x [NH4+]·[OH–] x2 1,8 · 10–5 = ––––––––––– = –––––––  x = [OH–]  1,3 ·10–3 M [NH3] ,093 – x 10–14 M2 [H3O+] = –––––––––– = 7,72 · 10–12 M  pH = –log 7,72 · 10–12 = ,3 ·10–3 M = 11,1

75 n(HCl) = V · [HCl] = 0,200 L · 0,4 mol·L–1 = 0,080 mol
PAU Se desea preparar 200 ml de ácido clorhídrico 0,4 M a partir de un ácido comercial de 1,18 g/ml de densidad y una riqueza del 36,2 % en peso. a) ¿Cuántos ml de ácido comercial se necesitan? b) Calcular la molaridad del ácido comercial. c) Calcular el pH obtenido al añadir 15 ml de hidróxido sódico 0,15 M, a 5 ml de ácido clorhídrico 0,4 M. d) ¿Cuántos ml de hidróxido sódico 0,15 M neutralizan exactamen­te a 5 ml de ácido clorhídrico 0,4 M? a) n(HCl) = V · [HCl] = 0,200 L · 0,4 mol·L–1 = 0,080 mol m (HCl) = n · M = 0,080 mol · 36,5 g·mol–1 = 2,92 g 2,92 g V = –––––––––––––– = 6,84 ml 0,362 ·1,18 g·ml-1 b) m(HCl) %· mdn , [HCl]com = ––––––––– = –––––––––– = ––––––––– ·1180 g·L-1 = 11,7 M M(HCl)·Vdn M(HCl)· Vdn ,5 g·mol–1

76 6,8 g [NH3]0 = ––––––––––––– = 0,8 mol/L 17 g·mol–1·0,5 L
PAU Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml de disolución. Calcule: a) El pH de la disolución. b) Qué volumen de ácido sulfúrico 0,10 M se necesitará para neutralizar 20 ml de la disolución anterior. Kb (amoniaco) = 1,8 10–5. Masas atómicas: N: 14; H: 1. 6,8 g [NH3]0 = ––––––––––––– = 0,8 mol/L g·mol–1·0,5 L Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l)  NH4+ + OH–; c0 (mol/l) , ceq (mol/l) 0,8 – x x x [NH4+]·[OH–] x2 1,8 · 10–5 = ––––––––––– = –––––––  x = [OH–]  3,8 ·10–3 M [NH3] ,08 – x pOH = –log 3,8 ·10–3 M = 2,42  pH = 14 – 11, 58 = 11, 58 b) Va · 0,1 M · 2 = 20 ml · 0,8 M · 1  Va = 5 ml