EQUILIBRIO ACIDO-BASE

Presentación del tema: "EQUILIBRIO ACIDO-BASE"— Transcripción de la presentación:

1 EQUILIBRIO ACIDO-BASE

2 Faraday (1834) Faraday descubre que ácidos y bases y sales eran electrolitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga que pueden conducir la corriente eléctrica. Ácido acético NaCl

3 Teorías ácido-base Teoría de Arrhenius Teoría de Brønsted-Lowry
Teoría de Lewis

4 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Teoría de Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH- NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

5 Teoría de Arrhenius Define a los ácidos como sustancias químicas que contiene hidrogeno , y que disueltos en agua producen una concentración de iones hidrogeno, mayor que la del agua pura. Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: O2- líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

6 Teoría de Brønsted-Lowry (1923)
Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia Base: sustancia (molécula o ión) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.

7 Hidronio (mal llamado “protón”)
El hidronio (H+) se presenta en solución acuosa como [H(H2O)n]+ siendo “n” entero y pequeño, usualmente 1 (uno), por lo tanto debemos representar al hidronio como (H3O)+ aunque usualmente lo hacemos como H3O+

8 Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)
1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., CN- Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)

9 Ejemplo: Ionización del ácido clorhídrico
El ácido reaccionan con el agua donando un ion H+ a la molécula de agua formando el H3O+

10 Ionización del NH3 como base de Brønsted-Lowry
Base(1) Acido(1) Acido (2) Base(2)

11 Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl (aq) Ácido Base Ac. conjugado Base conjugada Los ácidos reaccionan con el agua donando un ion H+ a la molécula de agua formando el H3O+ NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq) Base Ácido Ac. conjugado Base conjugada Las bases reaccionan con el agua aceptando un ión H+ de la molécula de agua formando el OH-

12 El rol del agua en la teoria de Brønsted -Lowry (1923)
como ácido como base

13 Reacciones ácido –base en otros solventes Autoionización o autosolvólisis del NH3
NH3(l) + NH3(l) NH NH2- Base Ácido Reacciones ácido – base en otros solventes HCl es un ácido en amoniaco líquido En la teoría de Bronsted-Lowry, el amoniaco es una base porque este acepta al protón.

14 Reacciones ácido – base en fase gaseosa
HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s) OTRAS REACCIONES DE AUTOSOLVÓLISIS H2SO4(l) + H2SO4 (l) H3SO4+(sol) + HSO4- (sol)

15 Ácido - base conjugado

16 Características ácido-base de diferentes aniones en agua
Características Ejemplo Ácido Neutro bases conjugadas de ácidos fuertes Básicos débiles otros iones carboxilatos

17 NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac)
Fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas HNO2 (ac) + H2O NO2- (ac) + H3O + (ac) NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Par conjugado Cuanto más fuerte es el ácido más débil es su base conjugada. OH - : base conjugada del H2O NO2- : base conjugada del HNO2

18 A- (ac) + H2O (l) HAc (ac) + HO - (ac)
Básicos Los aniones que provienen de ácidos débiles NO2- (ac) + H2O HNO2 (ac) + OH– (ac) Los aniones que provienen de ácidos fuertes Neutros HSO3 - (ac) + H2O (l) SO3 2- (ac) + H3O+ (ac) HSO3 - (ac) + H2O (l) H2SO3 (ac) + HO - (ac) Àcido conjugado Aniones anfóteros depende de Ka y Kb del iòn Base conjugada

19 Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base

20 H2O (l) + H2O (l) H3O+(aq) + OH (aq)
Ácido Base Ac. conjugado Base conjugada ¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan grande en solución acuosa? ¿Existe alguna relación entre las concentraciones de H3O+ y OH- en estas soluciones?  Examinemos la disolución de la molécula de agua

21 Auto ionización del agua (a 25 0C)
H2O(l) H3O+ (aq) OH-(aq) [H+] [OH-] K= [H2O]2 Kw = K [H2O]2 = [H+] [OH-] = 1 x 10-14

22 Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
1.3.- Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos. H+ + :N H H N H + Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

23 Definición más general
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies Definición más general H N: H + B F F H N base ácido

24 Teoría de Lewis Pusimos como ejemplo el F3B y también podríamos poner al Cl3Al PERO EL CF4 NO PUEDE SER ÁCIDO DE LEWIS PORQUE NO TIENE ORBITALES d DISPONIBLES SÍ PUEDE SER ÁCIDO DE LEWIS EL SiF4 YA QUE TIENE DISPONIBLES ELECTRONES d

25 Producto iónico del agua
2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo] pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] - log = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH

26 El concepto de pH La concentracíón de H+ (aq) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña. Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, que define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de [H+] pH= - log a H+ En soluciones diluidas la a H+ es semejante (o igual) a la concentración [H+] pH = - log [H+]

27 7 pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7
[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 pH 7 ácida básica pKw = pH + pOH = 14

28 Medición aproximada del pH
Indicador natural. Rojo pH = 1 Rosa pH = 4 Blanco pH = 7 Amarillo pH = 10 Amarillo intenso pH = 13

29 Valores de pH para varias soluciones comunes
Naranjas Tomates Orina Agua pura Valores de pH para varias soluciones comunes 1 2 3 4 5 6 7 9 8 10 14 11 12 13 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 Ácido Básico gaseosas Jugo gastrico Sangre Soda Leche de Magnesia Limpiador Neutro Agua de mar

30 3 INDICADORES. Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugadas presentan colores diferentes. HInd (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + Ind- (aq) Color A Color B Cuando a una disolución le añadimos un indicador, estarán presentes las dos especies HInd e Ind-. pKind pH (punto estequiométrico) ± 1

31 ¿Qué color veré? Si [HInd]/[Ind-] ³ 10 Þ Color A (predomina forma ácida) Si [HInd]/[Ind-] £ 0.1 Þ Color B (predomina forma básica) Si 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 Þ Color mezcla de A y B El cociente depende de la Ka y del pH: Si [HInd]/[Ind-] ³ 10 Þ [H3O+] ³ 10 KInd Þ pH £ pKInd –1 Color A (predomina forma ácida) Si [HInd]/[Ind-] £ 0.1 Þ [H3O+] £ 0.1 KInd Þ pH ³ pKInd +1 Color B (predomina forma básica) Si 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 Þ pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

32 Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia. p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

33 Intervalos de viraje de indicadores

34 EL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA
COMPORTAMIENTO Y EJEMPLOS DE: ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASES DÉBILES

35 Ácido fuerte y Base fuerte
HA + H2O  A- + H3O B + H2O  BH+ + OH- Son sustancias que se ionizan totalmente DISOCIACIÓN DEL ÁCIDO Y DE LA BASE Ka > Kb >1

36 Ejemplos de Ácidos fuertes
HCl HI HBr H2SO4 HClO4 HNO3 pH = -log [H+]

37 Ejemplos de Bases fuertes
NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 KOH Sr(OH)2 LiOH pOH = -log [OH-]

38 ¿Cuál es el pH de una solución de HCl de 1 x 10-8 M?
pH = -log [H+] pH = -log [1 x 10-8] Un ácido no puede tener pH básico pH = 8 Considerar la [H+] de agua pH = 6,96

39 Ácido débil - Base débil
HA + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH- Son sustancias que se ionizan parcialmente Ka< Kb<1

40 Porcentaje de disociación en función de la molaridad
% Ionización Concentración inicial de ácido Ácido fuerte Ácido débil

41 Ácidos débiles AH + H2O H3O+ + A- x [H3O+ [A- Ka = [AH x . x Ka =
Ci-x x [H3O+ [A- Ka = [AH x . x Ka = Ci - x

42 Ácidos débiles En general, se considera que “x” es muy pequeño en comparación con “ci” y por lo tanto se puede despreciar en el denominador, con lo cual es más fácil el cálculo Queda una cuadrática sencilla de resolver. x2 Ka = Ci

43 Ácidos débiles El grado de disociación de un ácido débil se define de la misma manera que cuando estudiábamos equilibrio homogéneo También podemos definir ad% = a.100 El cálculo del ad ayuda a comprender el comportamiento de los ácidos débiles

44 Bases débiles B + H2O BH+ + OH- x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb =
Ci-x x [BH+ [OH- Kb = [B x . x Kb = Ci - x

45 Bases débiles En general, se considera que “x” es muy pequeño en comparación con “ci” y por lo tanto se puede despreciar en el denominador, con lo cual es más fácil el cálculo Queda una cuadrática sencilla de resolver. x2 Kb = ci

46 Bases débiles El grado de disociación de una base débil se define de la misma manera que cuando estudiábamos equilibrio homogéneo También podemos definir ad% = a.100 El cálculo del ad ayuda a comprender el comportamiento de las bases débiles

47 Constante de acidez (de disociación, de ionización)
Resumen. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka ® ¥)

48 Constante de basicidad
Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) « BH+ (aq) + OH- (aq) Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb ® ¥) En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas B (aq) + H2O (l) « BH+ (aq) + OH- (aq) Kw = Ka Kb

49 4 MÉTODO GENERAL TRATAMIENTO EXACTO DE LOS EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN.
¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución en la que se establecen diversos equilibrios de ionización? MÉTODO GENERAL Expresiones de las constantes de equilibrio Balance de materia Balance de cargas (condición de electroneutralidad) Resolución del sistema de ecuaciones

50 1. Expresiones de las constantes de equilibrio
HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) P.ej.: equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua 1. Expresiones de las constantes de equilibrio Equilibrios presentes HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) 2 H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] 2. Balance de materia: [HA]o + [A-]o = [HA] + [A-] 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) 4. Resolver el sistema: 4 ecuaciones con 4 incógnitas

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54 Ácidos polipróticos [H3O+ [SO42-  Ka2 = [HSO4- 
H2SO4(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq) HSO4- (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + SO42- (aq) [H3O+ [SO42-  Ka2 = [HSO4-  Ka2 = 0,012 En general Ka1 >> Ka2>> Ka

55 5 Comportamiento ácido–base de las sales HIDRÓLISIS. Neutras Ácidas
Básicas ¿Cómo determinarlo de forma cualitativa? Disociar la sal en sus iones Identificar su procedencia Determinar cuáles se pueden hidrolizar Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

56 CONCEPTO DE HIDRÓLISIS
CUANDO LOS PARES CONJUGADOS REACCIONAN CON AGUA, ESO SE LLAMA: HIDRÓLISIS

57 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NaCl (s) H2O Na+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra

58 HIDRÓLISIS de una base conjugada
Una base conjugada es el Acetato que proviene (o puede provenir) de la disociación del HAc Ac- + H2O HAc + OH- [HAc [OH- Kbc= [Ac-

59 HIDRÓLISIS de una base conjugada
Como las constantes de hidrólisis no están tabuladas, HAY QUE CALCULARLAS Para ello se multiplica numerador y denominador por [H+] (en este caso) [HAc [OH- [H+] Kbc = [Ac- [H+]

60 HIDRÓLISIS de un ácido conjugado
Un ácido conjugado es el Amonio que proviene (o puede provenir) de la disociación del NH3 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ [NH3 [H3O+ Kac = [NH4+

61 HIDRÓLISIS de un ácido conjugado
Como las constantes de hidrólisis no están tabuladas, HAY QUE CALCULARLAS Para ello se multiplica numerador y denominador por [OH-] (en este caso) [NH3 [H3O+ [OH-] Kac = [NH4+ [OH-]

62 HIDRÓLISIS: Kh Kac y Kbc también se conocen con el nombre de Kh
Preferimos el uso de Kac y Kbc dado que de esa manera se sabe el origen de la reacción de hidrólisis Deducción de los valores de Kac y Kbc.

63 5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NH4Cl (s) H2O NH4+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza NH4+ (aq) + H2O (l) « NH3 (aq) + H3O+ (aq) Disolución ácida

64 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH3COONa] Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza CH3COONa (s) H2O CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza CH3COO- (aq) + H2O (l) « CH3COOH (aq) + OH- (aq) Disolución básica

65 [Para el NH4CN: disolución básica]
5.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil [p.ej.: NH4CN] Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza NH4CN (s) H2O NH4+ (aq) + CN- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra [Para el NH4CN: disolución básica]

66 Ejemplos. a.- Kb = Ka Ka = 1,8 x 10-5 Kb =1,8 x 10-5
CH3COO NH NH4+ (ac)+ CH3COO  (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb CH3COO  (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH (ac) Kbc =K w /Ka Ka = 1,8 x 10-5 Kb =1,8 x 10-5 Esta reacción no provocará excesos ni de H3O+ , ni de OH. La solución será neutra (pH = 7).

67 Ejemplo. b.- Kb > Ka NH4CN NH4+ (ac)+ CN (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3(ac)+ H3O+(ac) KH1 =K w /Kb CN  (ac)+ H2O (l) HCN (ac)+ OH (ac) Kbc = K w /Ka Ka = 4 x 1010 Kb =1,8 x Kb > Ka Esta reacción provocará exceso de OH. La solución será básica (pH > 7).

68 Ejemplo c.- Kb < Ka Esta reacción provocará exceso de H3O+ .
NH4F NH4+ (ac)+ F  (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb F  (ac) + H2O (l) HF (ac) + OH (ac) Kb =K w /Ka Ka = 7,2 x 104 Kb = 1,8 x 10-5 Esta reacción provocará exceso de H3O+ . La solución será ácida (pH< 7).

69 Hidrólisis de iones metálicos
AlCl3(s) Al(H2O) Cl- Al(H2O)63+ + H2O Al (OH)(H2O) H3O+ [ Al (OH)(H2O)52+ ]. [ H3O+ ] Ka = ________________________ = 1.3 x 10-5 [Al(H2O)63+ ] El pH será ácido.

70 PARA NO OLVIDAR (NUNCA)
LOS ÁCIDOS Y LAS BASES (FUERTES O DÉBILES) REACCIONAN CON AGUA Y → SE DISOCIAN LOS PARES CONJUGADOS (ÁCIDOS Y BASES CONJUGADAS) REACCIONAN CON AGUA Y → SE HIDROLIZAN

71 Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl (aq) Ácido Base Ac. conjugado Base conjugada Los ácidos reaccionan con el agua donando un ion H+ a la molécula de agua formando el H3O+ NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq) Base Ácido Ac. conjugado Base conjugada Las bases reaccionan con el agua aceptando un ión H+ de la molécula de agua formando el OH-

72 6 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Soluciones amortiguadoras (o tampón): Soluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). Las concentraciones no deben tener diferencias extremas. En general deben estar en 1/10 o 10/1. (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

73 Mecanismo de acción de los buffer
En una mezcla de este tipo, coexisten AL MISMO TIEMPO los mecanismos: HA + H2O A- + H3O+ DISOCIACIÓN A- + H2O HA + OH- HIDRÓLISIS POR LO TANTO, ANTE EL AGREGADO DE H+ o de OH- SE PUEDE “MINIMIZAR” EL CAMBIO DE pH

74 Tomando como base la disociación del ácido.
Mecanismo de acción: HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda, disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará. Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muy poco y el pH apenas se modificará. P.ej.: * si añado moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3. si añado moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de a 4.686.

75 Ecuación de Henderson-Hasselbalch
¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón? Exacta Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas, comparadas con las iniciales. Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio se pueden aproximar por las concentraciones iniciales. Ecuación de Henderson-Hasselbalch Aproximada

76 Ecuación de Henderson-Haaselbach
¿Por qué [SAL] y no base?: Porque [A-] debe provenir de una sal del tipo XA Ej. NaAc (acetato de sodio) El ácido sería en este caso HAc (acético). Recordar que la [A-] proviene de la sal disociada y la [HAc]del ácido presente a disociar.

77 Ecuación de Henderson-Haaselbach
Bases débiles con sales de base débiles NH3 + H2O OH- + NH4+ HIDRÓLISIS

78 * Su pH Þ depende de Ka y de las concentraciones
Características importantes de una disolución amortiguadora: * Su pH Þ depende de Ka y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de modo apreciable. ¿De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

79 Rango de utilidad de un buffer
En general, la concentración de los pares ácido/base conjugada o base/ácido conjugado, debe estar en 1/10 o 10/1 Esto hace que la relación sea (para un ácido débil y su par conjugado): pH = pKa +/- 1 o dicho de otra manera pH = pKa + 1 pH = pKa - 1

80 8 VALORACIONES ÁCIDO-BASE. Método más empleado: valoración ácido-base
¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución? Método más empleado: valoración ácido-base Una disolución que contiene una concentración conocida de base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida. Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se logra la neutralización completa: Punto de equivalencia

81 ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia?
Curva de valoración: Representación del pH en función del volumen añadido. Punto de equivalencia

82 ¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?
Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) Þ pH = 7 Si valoro ácido débil con base fuerte Þ pH > 7 Si valoro base débil con ácido fuerte Þ pH < 7 ¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia.

83 Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia. p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

84 Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

85 Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte:

86 Bibliografía Capítulos 10 y 11. Principios de Química. Atkins-Jones
Capítulo 15. Química. R Chang Capítulos 16 y 17. Química. La ciencia central. Brown-Lemay

87 El rol del agua en la teoria de Bronsted -Lowry (1923)
Autoionización o Autroprotólisis del agua H2O(l) H3O+ (aq) OH- (aq) base ácido

88 Ácido - base conjugado HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl (aq)
Base conjugada NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq) Base Ácido conjugado

89 Ecuación de Henderson-Haaselbach
GENERALIZANDO

90 Ecuación de Henderson-Haaselbach
¿Por qué [SAL]?: Porque [BH+] debe provenir de una sal del tipo XB Ej. NH4Cl (cloruro de amonio) La base en este caso sería NH3 (amoníaco)

91 SOLUCIÓN REGULADORA DEL pH o buffer o tampón
Una solución reguladora del pH es una “mezcla” de un ácido débil con su base conjugada (ambos en concentraciones apreciables, ej. 0,1 M cada uno) O una base débil con su ácido conjugado, también en concentraciones apreciables Las concentraciones no deben tener diferencias extremas. En general deben estar en 1/10 o 10/1