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REACCIONES

ÁCIDO-BASE

REACCIONES DE TRANSFERENCIA

DE PROTONES

ÍNDICE

1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS Y BASES

2. TEORIAS ÁCIDO-BASE

2.1.TEORÍA DE ARRHENIUS

2.2 TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN:

CONCEPTO DE pH

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.

6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

7. VOLUMETRIAS ÁCIDO Y BASES

8. HIDRÓLISIS DE SALES

1. CARACTERÍSTICAS GENERALES

DE ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y las bases están presentes en todas las facetas de nuestra vida cotidiana

ÁCIDOS

HCl: agua fuerte

H₂SO₄: baterías de coches

CH₃-COOH: vinagre etc.

BASES

NH₃: amoníaco

NaClO: lejía

NaOH: sosa cáustica etc.

1. CARACTERÍSTICAS GENERALES

DE ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y las bases se caracterizan por su comportamiento:

ÁCIDOS

Sus disoluciones presentan sabor ácido

BASES

Reaccionan con la roca caliza (CaCO₃) desprendiendo CO₂

Reaccionan con los metales desprendiendo H₂

Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica

Neutralizan las bases produciendo sales

Modifican el color de los indicadores ácido-base.

Colorean de rojo el papel indicador

Sus disoluciones presentan sabor amargo

Reaccionan con las grasas formando jabones

Generan sólidos insolubles con los metales (hidróxidos)

Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica

Neutralizan los ácidos produciendo sales

Modifican el color de los indicadores ácido-base.

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.1. TEORÍA DE ARRHENIUS

(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)

Un ÁCIDO es una sustancia eléctricamente neutra que en

disolución acuosa se disocia en iones

H+ (protones) e iones negativos:

HA



H

_{+ A}

Una BASE es una sustancia eléctricamente neutra que en

disolución acuosa se disocia en iones OH- (hidroxilo) e iones positivos:

BOH



B

_{+ OH}

Dpto. Física y Química IES Turaniana HNO₃ → H+ _{+ NO}

3

-H₂SO₄ → 2H+ _{+ SO} 4

2-NaOH → Na+ _{+ OH}

-2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.1. TEORÍA DE ARRHENIUS

(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)

La teoría de la disociación iónica de Arrhenius tenía algunas limitaciones:

Está restringida a disoluciones acuosas

Existen sustancias como NH₃, Na₂CO₃, etc., que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas No explica por qué las disoluciones de algunas sales

presentan propiedades ácidas o básicas

Por tanto, tarde o temprano tendría que llegar una nueva teoría con mayor poder explicativo. Y llegó casi 40 años más tarde

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

Un ÁCIDO es una especie química, molécula o ión, capaz de

ceder protones H+

Una BASE es una especie química, molécula o ión, capaz de

captar protones H+

Como una especie no puede ceder protones sin que haya otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les denomina ahora

reacciones de transferencia de protones:

Ácido 2

Base 2

Ácido 1 Base 1 A es la base

conjugada del ácido HA

HB+ _{es el ácido}

conjugado de la base B

Las parejas HA/A y B/HB+ _{se denominan pares ácido-base conjugados}

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ _{al agua}

Una BASE en disolución acuosa es capaz de captar protones H+ _{del agua}

Ácido 1

Base 1

Ácido 2 Base 2

Par ácido / base conjugada:

HCl

/

Cl

Ácidos y bases conjugados

Ácido 1 Base 1

Ácido 2

Base 2

Par base / ácido conjugado:

NH

/

NH

HCl + H₂O ⇄ Cl- _{+ H}

3O

+ _NH

3 + H2O ⇄ NH4

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

Sustancias anfóteras o anfitrópicas

Son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrenten

Por ejemplo, el ión HS (hidrógenosulfuro)

se puede comportar

Otros ejemplos de sustancias anfóteras son: H₂O, HSO₃, HCO

3, HPO42, etc.

HS- _{+ NH}

3 ⇄ S2- + NH4+ HS- + H3O+ ⇄ H2S + H2O

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

La limitación de la teoría de Brönsted y Lowry es que no explica el carácter ácido que presentan algunas sustancias que no tienen

protones en su fórmula, como por ejemplo AlCl₃, BF₃, etc.

Ese mismo año 1923, el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis

introduce una nueva teoría ácido-base basada en las propiedades que presentan las moléculas para formar enlace covalente. Es decir, en la capacidad para compartir un par de electrones, según sea aceptándolo o

cediéndolo.

EJERCICIO 1

Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados:

a) CO₃2- _{+ H}

2O

…

+ ...

b) NH₄+ _{+ OH}-

_

_…

+ ...

c) CN- _{+ …..}

_

HCN + OH

Dpto. Física y Química IES Turaniana

EJERCICIO 2

Escribe la base conjugada de los siguientes ácidos de Brönsted-Lowry:

H

S

,

HCO

,

H

2

O

,

NH

EJERCICIO 3

Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como

ácidos, sólo como bases o como ácidos y bases (anfóteros):

HSO

,

SO

3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica, pues se trata de una sustancia covalente molecular con las moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno. Por

tanto, no presenta ni electrones ni iones con libertad de movimiento

Sin embargo, aunque sea muy, muy poco, el agua pura conduce algo la corriente. La bajísima conductividad eléctrica del agua pura es debida a que se encuentra

disociada en sus iones en una proporción muy pequeña.

La reacción anterior, conocida como equilibrio iónico del agua, es un ejemplo de la teoría de Brönsted y Lowry: una molécula de agua actúa como

base aceptando un protón de otra molécula de agua que actúa como ácido

H₂O + H₂O ⇄ OH- + H₃O+

La disociación del agua pura es un equilibrio que está desplazado hacia la formación de agua a partir de los iones hidroxilo e hidronio:

3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

Para el equilibrio iónico del agua la constante K_C se denomina

producto iónico del agua K_w, y su expresión es:

Kw = [H₃O+_{] .[OH}-_]

El valor de K_w a 25 ºC es

K

= 1x10

y sólo varía en función de la Tª

Tª (ºC) Kw

0,11 x 1014

0

1,00 x 1014

25

3,00 x 1014

40

51,3 x 1014

100 De la estequiometría de la

reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto

iónico se deduce que: [H₃O+_{] = [OH}-_{] = 1.10}-7 _M

Teniendo en cuenta ese valor como referencia se pueden clasificar las

disoluciones en: ÁCIDAS

NEUTRAS BÁSICAS 2H₂O ⇄ OH- _{+ H}

3O +

3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

DISOLUCIONES

NEUTRAS

DISOLUCIONES

ÁCIDAS

DISOLUCIONES

BÁSICAS

HA + H₂O ⇄ A- _{+ H} 3O+

2H₂O ⇄ OH- _{+ H}

3O+

B + H₂O ⇄ HB+ _{+ OH}-

2H₂O ⇄ OH- _{+ H} 3O

+

Dpto. Física y Química IES Turaniana [H₃O+_{] = [OH}-_{] = 1.10}-7 _M

[H₃O+_{] > [OH}-_] [OH-] > [H 3O

+_]

[OH-_{] < 10}-7 _{M y [H}

3O+] > 10-7 M

[OH-_{] > 10}-7 _{M y [H}

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H₃O+

Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica

El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen

sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la concentración de protones mediante la utilización

de una escala logarítmica conocida como

escala de pH

( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno )

En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pK_w

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H₃O+

Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica

El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen

sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la concentración de protones mediante la utilización

de una escala logarítmica conocida como

escala de pH

( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno )

En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pK_w

Como a 25 ºC, K_w = 1014

pK

=

log10

=

14

=

pH

+

pOH

Para el agua pura o cualquier disolución neutra

7

pH

=

pOH

=

Para cualquier disolución básica Para cualquier

disolución ácida

7

pH

<

_pOH

>

₇

pH

>

7

pOH

<

7

Dpto. Física y Química IES Turaniana

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

[H₃O+_{] > [OH}-_{] [OH}-_{] > [H} 3O

+_]

[H₃O+_{] = [OH}-_{] = 1.10}-7 _M

pOH= - log [OH-_]

pH = - log[H₃O+_{] pK}

w = - logKw

pK_w = - log K_w = -log ([H₃O+_].[OH-_])

C ar ác te r á ci d o c re cie n te C ar ác te r b ás ic o c re cie n te D is o lu ci o n es ác id as D is o lu ci o n es b ás ic as A g u a p u ra D is o lu ci o n es n eu tra s

Medida del pH: indicadores ácido-base

Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, y este cambio de color es debido a cambios

que se producen en su estructura química Suelen ser ácidos o

bases débiles que están en equilibrio con su

forma conjugada

El cambio de color se produce cuando la concentración del indicador y la concentración de su forma conjugada guardan entre sí una relación igual o

mayor de diez, lo que implica que el cambio de color se produzca en un intervalo de pH que depende de la constante de equilibrio de cada indicador

2 3

HIn H O

In

H O

+

ﾀ

+

Color A Color B

2

In H O

HIn

OH

+

ﾀ

+

Color A

Color B

Dpto. Física y Química IES Turaniana

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

El cambio de color (VIRAJE) se produce cuando la concentración del indicador y la concentración de su forma conjugada guardan entre sí una relación igual o

Medida del pH: indicadores ácido-base

2 3

HIn H O

In

H O

+

ﾀ

+

Color A Color B

2

In H O

HIn

OH

+

ﾀ

+

Color A

Color B

Ejemplos

Anaranjado de metilo Fenolftaleína

Zona de viraje Zona de viraje

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

pH 3,1 – 4,4 pH 8,5 – 9

La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje

El papel indicador universal contiene una mezcla de varios indicadores, con lo que su escala colorimétrica es más amplia Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una disolución

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

Cuando se quiere conocer de forma exacta el valor del pH de una disolución se utiliza un pHmetro, que es un instrumento electrónico

provisto de un electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración de protones

4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

EJERCICIO 4

Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por:

A) [OH] = 1013 M; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H

3O+] = 107 M

Ordénalas de menor a mayor acidez

Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras

EJERCICIO 5

El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y su forma alcalina es roja. Sabemos que el intervalo de viraje es pH=6-8 ¿De qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO₄ 0,02 M a

las que se ha añadido este indicador?Razona tu respuesta

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Si tenemos en cuenta un equilibrio de disociación de un ácido en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más

fácilmente cede el ácido su protón y mayor es su fuerza

En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que la base conjugada A tiene poca tendencia a aceptar un protón y convertirse en ácido

HA + H

O

⇄

A

_{+ H}

O

+

Si tenemos en cuenta un equilibrio de disociación de una base en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más

fácilmente acepta la base el protón y mayor es su fuerza

B + H

O

⇄

HB

_{+ OH}

En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que el ácido conjugado BH+ _{tiene poca tendencia a ceder el protón y convertirse en base}

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

El concepto de fuerza o debilidad de un ácido o de una base está ligado a la mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones. Sin embargo, se trata de un concepto relativo, pues todo dependerá de con quién reaccionen.

Tomando el agua como referencia podemos clasificar a los ácidos y a

las bases en fuertes o débiles, encontrándonos con cuatro posibilidades que vamos a analizar:

ÁCIDOS FUERTES

ÁCIDOS DÉBILES

BASES FUERTES

BASES DÉBILES

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente

desplazados hacia la formación de iones, por lo que se suelen representar como reacciones irreversibles

Ácidos fuertes

Ejemplos: HCl, HBr, HI, HNO₃

, HClO

, H

SO

…

HNO

+ H

O

→

NO

_{+ H}

3

O

El pH se calcula directamente de la [H₃O+_{] de la disolución:}

pH = - log[H₃O+_]

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos débiles

Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con los ácidos

fuertes, éstos se representan como reacciones reversibles

Cuanto mayor sea K_a, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [H₃O+_{] y, por tanto, menor su pH}

Dpto. Física y Química IES Turaniana El grado  en que se disocian los ácidos débiles, así como

el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o

constante de acidez:

HA + H₂O ⇄ A- _{+ H}

3O

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos polipróticos

Son aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece más de un equilibrio de disociación. Los más importantes son:

H

S , H

CO

, H

PO

, H

SO

3 1

7,1 10

a

K

x

=

8 2

6,3 10

K

₌

x

13 3

4,2 10

a

K

x

=

Ejemplo

H

PO

Como K_a1 >> K_a2 >> K_a3, el ácido H₃PO₄ cede el primer protón con mucha más facilidad que los restantes. Por eso, en el cálculo del pH suele aproximarse a la [H₃O+_{] de la}

primera disociación, pues es la que aporta la inmensa mayoría de iones H₃O+

H₃PO₄ + H₂O ⇄ H₂PO₄- _{+ H} 3O

+

H

PO

_{+ H}

2

O

⇄

HPO

2-

_{+ H}

O

+

HPO

_{+ H}

2

O

⇄

PO

+ H

O

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos polipróticos

3 1

7,1 10

a

K

x

=

8 2

6,3 10

K

x

=

13 3

4,2 10

a

K

x

=

Ejemplo

H

PO

Fíjate que las especies intermedias H₂PO₄ y HPO

42 se comportan como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones

Dpto. Física y Química IES Turaniana Dpto. Física y Química

IES Turaniana

H₃PO₄ + H₂O ⇄ H₂PO₄- _{+ H} 3O

+

H

PO

_{+ H}

2

O

⇄

HPO

2-

_{+ H}

O

+

HPO

_{+ H}

2

O

⇄

PO

3-

_{+ H}

O

EJERCICIO 7

Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) 0,055 M. Sabiendo que K_a = 1,8·105_{, calcula:}

a) El pH de la disolución

b) El grado de disociación del ácido acético

EJERCICIO 8

Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución que se ha preparado añadiendo 10 mL de HCl 0,1 M a 90 mL de una disolución 0,5 M de ácido acético

(K_a = 1,8·105₎

Dpto. Física y Química IES Turaniana

EJERCICIO 6

a) ¿Cuál es la concentración de H₃O+ _{en 200 mL de}

una disolución acuosa 0,1 M de HCl? ¿Y su pH? ¿Y su grado de disociación?

b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta un litro?

¡¡¡ Cuando K_a es suficientemente pequeño (K_a<103_{) se}

puede considerar que n_disoc << n_ini, de modo que

n_ini-n_disoc=n_ini. O dicho de otra manera, que <<1 !!!

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Bases fuertes

NaOH

→

Na

_{+ OH}

-El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:

pOH= - log [OH-_{] pH= 14 -pOH}

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Bases fuertes

NaOH

→

Na

_{+ OH}

-El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:

pOH= - log [OH-_{] pH= 14 -pOH}

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Bases débiles

Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con las bases

fuertes, éstas se representan como reacciones reversibles

Cuanto mayor sea K_b, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [OH] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH

El grado  en que se disocian los bases débiles, así como el

pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o

constante de basicidad:

B + H₂O ⇄ BH+ _{+ OH}

EJERCICIO 9

a) Calcula el pH de una disolución de 100 mL de NaOH 0,1 M.

b) Si a la disolución anterior le añadimos agua de forma que el volumen sea 10 veces mayor, ¿cuál será el pH de la disolución?

EJERCICIO 10

Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (K_b = 1,8·105_{). Calcula:}

a) La concentración inicial de amoníaco

b) La concentración de todas las especies en equilibrio, incluida la [H3O+_]

c) El pH de la disolución

5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Sin embargo, cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débil es su base/ácido conjugado, por lo que cuanto mayor sea la K_a de un ácido, menor será la K_b de su base conjugada. La relación inversa entre ambas constantes

se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua K_w

Relación entre K

y K

de pares ácido/base conjugados

Sea, por ejemplo, el par

NH

/

NH

2 4

3

N

NH

H

O

H

OH

+

ﾀ

+

[

]

NH

OH

K

NH

�

��

�

�

� �

�

=

N

H

H O

NH

H O

+

ﾀ

+

[

]

4

a

NH

H O

K

NH

�

�

�

�

=

�

�

�

�

[

]

[

]

3 3 4

3 4

·

·

a b

NH

H O

NH

OH

K K

NH

NH

�

��

��

�

�

� �

� �

�

=

�

�

�

�

·

a b w

K K

=

K

Cuando un ácido es débil, su base conjugada también lo es. De la misma manera, cuando una base es débil, su ácido conjugado también lo es

6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se representan como reacciones irreversibles y no como equilibrios porque la neutralización es siempre completa en las cantidades estequiométricas

Podemos considerar tres

tipos de neutralización

Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Neutralización ácido débil - base fuerte

Neutralización ácido fuerte - base débil

Dpto. Física y Química IES Turaniana

Ácido + Base → Sal + Agua

H

O

+ OH

→ 2H

O

Brönted-Lowry

H

+ OH

→ H

O

6.REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un ácido y una base

completamente disociados

1. Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Consecuentemente, [H₃O+] = [OH] = 107 My, por tanto, su pH=7

2

NaOH HCl

+

ﾮ

NaCl H O

+

En cantidades estequiométricas los protones y los iones OH

reaccionan dando agua, de modo que los únicos protones e iones OH que quedan en la disolución son los procedentes del agua

No reacciona con el agua

2

_

_

Na

H O

No hay reaccion

+

ﾮ

2

NaOH HCl

Na

Cl

H O

+

ﾮ

+

+

No reacciona con el agua

2

_

_

Cl

₊

H O

_ﾮ

No hay reaccion

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un ácido totalmente

disociado y una base parcialmente

disociada

2.Neutralización ácido fuerte - base débil

Además de los iones H₃O+

procedentes del agua, tendremos los que aporta la

disociación de la base débil

Consecuentemente,

[H₃O+_{] > [OH}] y,

por tanto, su pH<7

Quedaría con carácter ácido

3 2 4 2

NH

+

HCl H O

+

�

NH Cl H O

+

4 2 3 3

NH

H O

NH

H O

+

ﾀ

+

Sí reacciona con el agua

3 2 4 2

NH

HCl H O

NH

Cl

H O

+

+

ﾮ

+

+

No reacciona con el agua

2

_

_

Cl

H O

No hay reaccion

+

ﾮ

6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un ácido

parcialmente disociado y una base completamente

disociada

3. Neutralización ácido débil - base fuerte

3 3 2

NaOH CH COOH

+

ﾮ

CH COONa H O

+

Además de los iones OH

procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del

ácido débil Consecuentemente,_[H

3O+] < [OH] y,

por tanto, su pH>7

Quedaría con carácter básico

3 3 2

NaOH CH COOH

CH COO

Na

H O

+

ﾮ

+

+

3 2 3

CH COO

H O

CH COOH OH

+

ﾀ

+

Sí reacciona con el agua

No reacciona con el agua

2

_

_

Na

H O

No hay reaccion

+

ﾮ

EJERCICIO 11

Muchos antiácidos contienen hidróxido de aluminio como ingrediente activo.

a) Escribe la reacción de este con el HCl de los jugos gástricos del estómago

b) Determina los gramos de antiácido necesarios para neutralizar 1,5 L de una disolución de HCl cuyo pH

es 1,6 si el antiácido contiene un 40 % de hidróxido de aluminio

EJERCICIO 12

Calcula:

a) El pH de una disolución de HClO₄ 0,03 M

y de una disolución 0,05 M de NaOH b) El pH de la disolución obtenida al

mezclar 50 mL

de cada una de las disoluciones anteriores

EJERCICIO 13

Al disolver 6,15 g de ácido benzoico en agua hasta completar 600 mL de disolución, el pH de la misma resulta

ser 2,64. Calcula:

a) La constante de acidez del benzoico

b) Si a 5 mL de la disolución anterior se le añaden 4,2 mL de una disolución de

NaOH 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra

Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte

n

n

n

n

a

b

c

V

a

c

V

b

Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución ácida a partir de

otra disolución básica de concentración conocida

Acidimetría

c

a·V

b·V

· c

Alcalimetría

c

b·V

a·V

· c

Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución básica a partir de otra disolución ácida de concentración conocida

aA (dis) + bB (dis)



nSAL (dis) + mAGUA

7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

ACIDIMETRÍA

aA (dis) + bB (dis)



nSAL (dis) + mAGUA

Ácido con anaranjado

de metilo

¡¡ Cambio de color !! V_i

V_f

V_B = V_f - V_i V_B

V_A

Base (c_B)

c

a·V

b·V

· c

pH (en el erlenmeyer)

V_B 14

7

0

V_B

fenolftaleína (8,2-10)

anaranjado de metilo (3,2-4,4) PTO. DE EQUIVALENCIA

¿c_A?

Curva de

valoración

7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

ALCALIMETRÍA

aA (dis) + bB (dis)



nSAL (dis) + mAGUA

Base con

fenolftaleína ¡¡ Cambio de color !! V_i

V_f

V_A = V_f - V_i V_A

V_B

Ácido (c_A)

c

b·V

a·V

· c

¿c_B?

pH (en el erlenmeyer)

V_A 14

7

0

V_A

fenolftaleína (8,2-10)

anaranjado de metilo (3,2-4,4) PTO. DE EQUIVALENCIA

Curva de

valoración

7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

El pH correspondiente al punto de equivalencia de una acidimetría

depende de las fuerzas de las especies que se utilizan Si se valora un ácido

fuerte con una base fuerte o viceversa, el pH

en el punto de equivalencia es neutro

(pH=7) Si se valora un ácido

débil con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es básico

(pH>7)

Si se valora un ácido fuerte con una base débil, el pH en el punto de equivalencia es ácido

(pH<7) En este caso, se usan

indicadores cuyas zonas de virajes están situadas

entre 4 ≤ pH ≤ 9

Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio básico su zona de viraje para que el punto final coincida sin mucho error con el punto de

equivalencia

Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en

medio ácido su zona de viraje para que el punto final coincida sin mucho error con

el punto de equivalencia

EJERCICIO 14

Para calcular la alcalinidad de una agua residual de una industria de sosa cáustica (NaOH) se tomaron 50 mL de la misma y se gastaron

20 mL de HCl 0,1 M.

a) Dibuja el montaje experimental para llevar a cabo esta volumetría, indicando en dicho dibujo los materiales y las sustancias utilizadas.

Dibuja también cómo sería la curva de valoración

b) En el laboratorio se dispone de fenolftaleína (intervalo de viraje 8,3-10) y anaranjado de metilo (intervalo de viraje 3,1-4,4). Señala justificadamente si los dos indicadores serían válidos para señalar el

punto final de la volumetría y escribe la reacción que tiene lugar

c) Calcula la concentración molar de sosa cáustica y cuál sería su pH

EJERCICIO 15

Se valoran 5 mL de una disolución de NH₃ con una disolución de HCl 0,114

M y la curva de valoración obtenida es la que se representa en la figura. a) A partir de la figura indique el pH

inicial de la disolución de NH₃ y razone el valor del pH en el punto de

equivalencia

b) Calcula la concentración de la disolución de NH₃

c) Calcula el pH inicial y establezca las coordenadas del punto de

equivalencia correspondiente a la curva de valoración de 5 mL de una

disolución de NaOH 0,456 M con la

disolución de HCl 0,114 M Dpto. Física y Química

8. HIDRÓLISIS DE SALES

Cuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones. Decimos que se produce una reacción de hidrólisis si estos iones

(cationes y/o aniones) reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas

Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE

Tanto el Na+ _{como el Cl} son los iones conjugados de una base (NaOH)

y de un ácido (HCl) muy fuertes que tienden a estar completamente disociados. Por tanto, dichos iones no se hidrolizan:

En estas condiciones sólo nos queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere un carácter neutro, pues

[H₃O+_{] = [OH}] y, por tanto, pH = 7

2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE

El Na+ _{no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH}

3COO sí,

ya que es la base conjugada débil de un ácido débil.

En estas condiciones la formación de iones OH confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H₃O+] < [OH] y, por tanto, pH > 7

3 3

CH COONa

Na

CH COO

+

ﾮ

8. HIDRÓLISIS DE SALES

3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL

El Cl no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH

4+ sí,

ya que es el ácido conjugado débil de una base débil:

En estas condiciones la formación de iones H3O+ _{confiere un carácter}

ácido a la disolución de la sal, pues [H₃O+_{] > [OH}] y, por tanto, pH < 7

4 4

NH Cl

NH

Cl

+

ﾮ

8. HIDRÓLISIS DE SALES

4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

En este caso se hidrolizan ambos iones:

Si K_a > K_b, entonces [H₃O+_{] > [OH}] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida)

Si K_a < K_b, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica) K_a

K_b

8. HIDRÓLISIS DE SALES

CH

COONH

→NH

+ CH

3

COO

-CH

COO

+ H

2

O

⇄

CH

COOH + OH

-NH

+ H

2

O

⇄

NH

+ H

O

Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución de la sal dependerá de las constantes K_a y K_b de los iones:

EJERCICIO 16

En tres recipientes sin etiquetar se preparan disoluciones de la misma concentración de nitrato de amonio, hipoclorito de sodio

y perclorato de potasio:

a) Escribe en cada caso las reacciones de los procesos que ocurren al disolver la sal en agua

b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador

Datos: K_a(HClO)=3,2x108 _{y K}

b(NH3)=1,8x105

9.DISOLUCIONES TAMPÓN

Las disoluciones tampón, reguladoras o amortiguadoras se

caracterizan porque en ellas sólo se producen pequeñas variaciones en el pH al añadirles un ácido o una base

Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y una sal que contenga su correspondiente par

conjugado (que también es débil)

Tampón de ácido débil + base conjugada

Está formado por un ácido débil (capaz de neutralizar bases) y una sal que contenga su base conjugada (capaz de neutralizar ácidos)

Ejemplo

Tampón

CH

COOH / CH

COONa

Si añadimos una base (NaOH) el ácido acético la neutralizará

sin que apenas varíe la [OH]

Si añadimos un ácido (HCl) el ión acetato lo neutralizará sin

que apenas varíe la [H₃O+_]

¡¡ De esta manera se

consigue

mantener el pH !!

9.DISOLUCIONES TAMPÓN

CH

COONa →Na

+ CH

3

COO

-CH

COOH+H

O

⇄

CH

COO

+H

3

O

CH

COOH+OH

_⇄

CH

3

COO

+H

O

CH

COO

+H

3

O

⇄

CH

COOH+H

O

Tampón de base débil + ácido conjugado

Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases)

Ejemplo

Tampón

NH

/ NH

Cl

Si añadimos una base (NaOH) el ión amonio la neutralizará sin que

apenas varíe la [OH]

Si añadimos un ácido (HCl) el amoníaco lo neutralizará sin que

apenas varíe la [H₃O+_]

¡¡ De esta manera se

consigue

mantener el pH !!

9.DISOLUCIONES TAMPÓN

NH

+ H

O

⇄

NH

+ OH

-NH

Cl →

NH

+ Cl

-NH

+ OH

_⇄

NH

3

+ H

O

NH

+ H

O

_⇄

NH

4+

+ H

O

A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos vivos, los dos principales tampones son:

Tampón

H

CO

/ HCO

Actúa regulando el pH en el

plasma sanguíneo

Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4

Tampón

H

PO

/ HPO

42

Actúa regulando el pH en el

interior de las células

Alcanza su eficacia máxima a pH=6,86 En las disoluciones tampón la relación entre las concentraciones del ácido

o la base y sus pares conjugados se mantienen prácticamente constante, y eso es lo que permite que puedan regular el pH

Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones

Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla

Cantidades de ácido o base añadidas

En 1 L de

agua pura

En 1 L de disolución

CH₃COOH 0,1 M

CH₃COONa 0,1 M

En 1 L de disolución

NH₄OH 0,1 M

NH₄Cl 0,1 M

pH inicial 7,0 4,8 9,3

11,0 4,9 9,4

10,0 4,8 9,3

9,0 4,8 9,3

8,0 4,8 9,3

6,0 4,8 9,3

5,0 4,8 9,3

4,0 4,8 9,3

3,0 4,7 9,2

EJERCICIO 17

Se dispone en el laboratorio de las siguientes sustancias:

HCl, NH₃, Mg(OH)₂, CH₃COOH, H₂SO₄, NaCl, KNO₃, CH₃COONa, (NH₄)₂SO₄ Indica qué pares de sustancias permiten formar

disoluciones reguladoras del pH