LABORATORIO N° 4 SOLUCIONES ÁCIDO BASE

1.- Introducción

Según la Teoría de Arrhenius “un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno (H+_{) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidróxilos (OH}-_{) por cada}

molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua”. Estos conceptos se limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones H+ _{y OH} -_.

La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3).

Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de electrones para formar un enlace nuevo.

Fuerza relativa de los ácidos y bases

En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los reciben con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases.

Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones hidrógeno (por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, entre otros.

Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno (por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc. El grado en el que un

ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo HX, donde el equilibrio de ionización está dado por:

HX(ac) H+(ac) + X-(ac)

La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es: [H+_{] · [X}-_]

Ka = , [ ] = Concentración

[HX] Molar

La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se llama constante de disociación ácida

o constante de acidez. Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra.

Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidróxilos (por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH.

Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidróxilos (por lo tanto, es un electrolito débil). El grado en el que una base se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio, Kb, que se llama constante de disociación básica o constante

de basicidad. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para el ácido.

En cualquier equilibrio ácido-base, ambas reacciones, la que va hacia adelante (a la derecha) y la reacción inversa (a la izquierda) comprende transferencia de un protón.

Ejemplo:

Un ácido y una base que sólo difieren por la presencia o ausencia de un protón se denominan par ácido-base conjugado, por ejemplo, el H2O y OH-.

Todo ácido tiene asociado a él una base conjugada formada cuando el ácido cede un ion hidrógeno. En forma similar cualquier base tiene asociado a ella un ácido conjugado, que se forma cuando esta capta un ion hidrógeno. Cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada; cuanto más débil sea un ácido más fuerte será su base conjugada.

Fuerza relativa de las sales

Las sales son electrólitos fuertes que disocian totalmente en agua. La expresión hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o ambos, con agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta el pH de una solución.

Generalmente, es cierto que las sales contienen un ion metálico alcalino o alcalinotérreo (exceptuando el Be+2_{) y la base conjugada de un ácido fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son}

neutras. Por ejemplo, cloruro de sodio:

NaCl Na +

(ac) + Cl – (ac)

Si contiene la base conjugada de un ácido débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones básicas. Por ejemplo, el acetato de sodio, el ion acetato es una base conjugada fuerte que tiene gran afinidad por los iones hidrógeno, ya que proviene de un ácido débil (el ácido acético). Reacciona con el agua y libera iones hidroxilos dándole un carácter básico a las soluciones.

CH3COONa CH3COO -(ac) + Na +(ac)

CH3COO - + H2O CH3COOH (ac) + OH-(ac)

Si contiene el ácido conjugada de una base débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones ácidas. Por ejemplo, el cloruro de amonio, el ion amonio es un ácido conjugada fuerte que tiene gran facilidad de entregar los iones hidrógeno, ya que proviene de una base débil (el amoniaco). Reacciona con el agua y libera iones hidrógenos dándole un carácter ácido a las soluciones.

NH4Cl NH4+(ac) + Cl -(ac)

NH4+ + H2O NH4OH (ac) + H+(ac)

Ionización del agua y escala de pH

El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia de un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización.

2H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

o bien

H2O(l) H+(ac) + OH- (ac)

La constante correspondiente al equilibrio de autoionización del agua, Kw, constante de

autoionización del agua, tiene la forma:

K

= [H

] · [OH

]

Como toda constante de equilibrio tiene un valor determinado dependiendo de la temperatura, que en para esta constante a 25ºC tiene un valor igual a 1,0 · 10-14_{. Este valor es importante, ya que}

establece que en el agua pura, la concentración de ion H+ _{y ion OH}- _{son muy pequeñas y no varían en}

forma independiente, sino que están reguladas por la constante Kw. Si una de estas concentraciones

aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha constante a esta temperatura.

H

O

H

O

Por cuanto la concentración de H+ _{en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios}

órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir:

pH = - log [H

_]

Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones hidrógeno de modo tal que:

 Soluciones ácidas pH  7,0  [H+_{] > 1,0 · 10}-7_{ [H}+_{] > [OH}-_]

 Soluciones neutras pH = 7,0  [H+_{] = 1,0 · 10}-7_{ [H}+_{] = [OH}-_]

 Soluciones básicas pH  7,0  [H+_{] < 1,0 · 10}-7_{ [H}+_{] < [OH}-_]

El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo como pOH y definirlo según: