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Publicada porIvonne Gacitua Modificado hace 5 años
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1 Prof.: Ivonne Gacitúa
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2 Contenidos 1. Teorías Ácido Base 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 1.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2. Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH. 3. Fuerza de ácidos y bases. 3.1. Ácidos y bases conjugadas. 3.2. Relación entre Ka y Kb. 3.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de disociación.
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3 4. Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo). 4.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. 4.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. 4.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil. 4.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. 4.5. Calculo de concentraciones y pH. 5. Indicadores de ácido-base. Contenidos
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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.
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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.
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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
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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)
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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.
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TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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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”.
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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
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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–
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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 – )
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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
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NEUTRALIZACIÓN mezcla de un ácido con una base libera salagua
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l Johannes Nicolaus Bronsted (1879- 1947) * Químico y físico danés. l Thomas Martin Lowry (1874-1936) * Químico inglés. Teoría de Brönsted-Lowry Bronsted Lowry
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19 ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H + ”. BASES: “Sustancia que en disolución acepta H + ”. H + Ácidos Bases Teoría de Bronsted-Lowry
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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
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Ejemplo: HCl + H 2 O ⇌ Cl -1 + H 3 O +1 ácido base base ácido conjugada conjugada NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 +1 + OH -1 base ácido ácido base conjugada conjugada
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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+
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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
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l En su forma general, para las bases se da: A - + H 2 O ↔ HA + OH - Teoría de Bronsted-Lowry Base Ácido Ácidoconjugado Baseconjugada
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Fortaleza de Ácidos y bases de Brønsted-Lowry conjugadas
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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 4 + + 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 -
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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 -
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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
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34 Producto iónico del agua.
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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.
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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 (0.00000001); 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
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42 Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDOBÁSICO 1412346891011121357 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada
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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
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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 4 + + OH –
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47 Electrolitos fuertes y débiles [A – ] [H + ] [H+][H+] [A – ] [HA] Ácido fuerte [HA] Ácido débil
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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.
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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)
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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
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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.
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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.
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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): 0,08 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,08 – x x x x = 0,021
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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 0 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
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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)
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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.
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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 4 + + 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
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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 –
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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 ).
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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
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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:
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62 a) b) c) Ejemplo: Una disolución de HBO 2 10 -2 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/ 10 -2 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
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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 4 + + 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 –
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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
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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 + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + l Cl – + H 2 O HCl + OH – l están muy desplazado hacia la izquierda.
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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).
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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 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + l lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
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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 + )
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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
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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
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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)
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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 4 + + 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)
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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.
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74 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl © Ed. Santillana
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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
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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
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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
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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
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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
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82 Algunos indicadores de pH
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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
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