REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

REACCIONES

ÁCIDO-BASE

REACCIONES DE

TRANSFERENCIA

CARACTERÍSTICAS GENERALES

DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y las bases están presentes en nuestra vida cotidiana

ÁCIDOS HCl: agua fuerte H₂SO₄: baterías de coches CH₃-COOH: vinagre etc. BASES NH₃: amoníaco NaClO: lejía

NaOH: sosa cáustica

CARACTERÍSTICAS GENERALES

DE LOS 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.

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.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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

 3 3

HNO

H



NO







2 2 4

2

4

H SO

H



SO







NaOH

Na



OH







2

(

)

2

Mg OH

Mg



OH







TEORÍAS ÁCIDO-BASE

TEORÍA DE ARRHENIUS

(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)

Las reacciones de neutralización consisten en la reacción entre los iones H+ del ácido y los iones OH de la base para dar agua:

H

+

+ OH



 H

2

O

2

HCl KOH





KCl H O



2 4

2

2 4

2

2

H SO



NaOH



Na SO



H O

El resto de iones no participa en la reacción, quedando en el medio acuoso y formando sales:

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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 otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les llama 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

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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 + _{+ OH}-

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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 ⇄ S 2- _{+ NH} 4 + _HS- _{+ H} 3O + _{⇄ H} 2S + H2O

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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.

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.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE

TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE

CONJUGADO)

EJERCICIO 1

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

a) . b) . c) . 2 3 2

... ...

CO



H O







4

... ...

NH



OH









...

CN



HCN OH









TEORÍAS ÁCIDO-BASE

TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)

EJERCICIO 2

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

H

₂

S, HCO

₃

, H

2

O, NH

4+

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

₄

, SO

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- _{+ H} 3O

+

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: 3 w

K

OH



H O





 





 



El valor de K_w a 25 ºC es

K

_w

= 1x10

14

y sólo varía en función de la Tª

Tª (ºC) K_w 0,11 x 1014 0 1,00 x 1014 25 3,00 x 1014 40 51,3 x 10 100 De la estequiometría de la reacción de disociación del agua

pura y del valor de su producto iónico se deduce que:

7

3

1 10

OH



H O



x



M





















Teniendo en cuenta ese valor como referencia se pueden clasificar las

disoluciones en: ÁCIDAS NEUTRAS BÁSICAS 2H₂O ⇄ OH- _{+ H} 3O +

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

DISOLUCIONES

NEUTRAS

DISOLUCIONES

ÁCIDAS

DISOLUCIONES

BÁSICAS

7 3 10 OH H O  M          3 OH H O          OH H O3           7 10 OH  M      H O3 10 7M        y _OH ₁₀7_M     H O3 10 7M        y HA + H₂O  A- _{+ H} 3O + 2H₂O  OH- _{+ H} 3O + B + H₂O  HB+ _{+ OH}- 2H₂O  OH- _{+ H} 3O +

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

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

3

log

pH

H O









_

_

pK

_w

_

log

K

_w

pOH



log



_

OH





_



3



log

log

w w

pK

K

_

H O



_{ }

OH



_





_

_{ }

_

3

log

log

w

pK

H O



OH



pH

pOH











_

_



_

_





Como a 25 ºC, K_w = 1014

pK

_w



log10

14



14



pH



pOH

Para el agua pura o cualquier disolución neutra

7 3 10 H O OH          

7

pH



pOH



Para cualquier disolución básica Para cualquier disolución ácida 3 H O OH          H O3 OH           

7

pH 

pOH 

7

pH 

7

pOH 

7

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

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 cio n es n eu tra s

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

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 2 3

HIn H O

In



H O









Color A Color B 2

In H O

HIn



OH









Color A Color B

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

Medida del pH: indicadores ácido-base

2 3

HIn H O

In



H O









Color A Color B 2

In H O

HIn



OH









Color A Color B Ejemplos

Anaranjado de metilo Fenolftaleína

3,1

pH 

pH 

4, 4

Zona de viraje Zona de viraje

9

pH 

8,5

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE

UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH

El papel indicador universal

contiene una mezcla de indicadores, así su escala colorimétrica es más amplia. Se utiliza para estimar de forma

aproximada el pH de una disolución

Para más exactitud en el cálculo 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

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; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H

3O+] = 107 a) Ordénalas de menor a mayor acidez

b) 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

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Para el 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

Para el 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 HA + H₂O  A- _{+ H}

3O +

B + H₂O  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}

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

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, HNO

₃

, HClO

₄

, H

₂

SO

₄

…

3 2 3 3

HNO

H O

NO



H O









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

3

log

pH

H O







FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos débiles

Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. 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}

El grado  en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de acidez:





3 a

H O

A

K

HA

 



 





 





2 3

HA H O

A



H O









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

₂

S , H

₂

CO

₃

, H

₃

PO

₄

, H

₂

SO

₄

3 1

7,1 10

a

K

x





8 2

6,3 10

a

K

x





13 3

4,2 10

a

K

x





Ejemplo

H

₃

PO

₄

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 H O+

3 4 2 2 4 3

H PO

H O

H PO



H O









2 2 4 2 4 3

H PO



H O

HPO



H O









2 3 4 2 4 3

HPO



H O

PO



H O









FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos polipróticos

3 1

7,1 10

a

K

x





8 2

6,3 10

a

K

x





13 3

4,2 10

a

K

x





Ejemplo

H

₃

PO

₄

Fíjate que las especies intermedias H₂PO₄ y HPO

42 se comportan

como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones

3 4 2 2 4 3

H PO

H O

H PO



H O









2 2 4 2 4 3

H PO



H O

HPO



H O









2 3 4 2 4 3

HPO



H O

PO



H O









FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

EJERCICIO 6

a) ¿Cuál es la concentración de H₃O+ _{en 200 mL de una disolución acuosa 0,1 M} de HCl? ¿Y su pH?

b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta 1 L?

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

¡¡¡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 !!! Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar <0,05 (_%<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 también se suelen representar como reacciones irreversibles

Bases fuertes

Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

Be(OH)₂, Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂

NaOH

Na



OH







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

log

pOH

OH







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 las bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de basicidad:

2

B H O

BH



OH









 

b

BH

OH

K

B

 



 





 





FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

EJERCICIO 8

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 9

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+_]

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

_a

y K

_b

de pares ácido/base conjugados

Sea, por ejemplo, el par NH

₃

/

NH

₄+

2 4 3

N

NH

H

O

H



OH













4 3 b

NH

OH

K

NH

 



 





 





2 3 4 3

N

H



H O

NH

H O











3



3 4 a

NH

H O

K

NH

 



























3 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

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

3

2

2

H O



OH



H O





Brönted-Lowry 2

H



OH



H O





Arrhenius

Acido Base Sal Agua







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

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un

ácido y una base completamente

disociados

Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Consecuentemente, [H O+] = [OH] = 107 y, por tanto, su pH=7 2

NaOH HCl





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





2

NaOH HCl

Na



Cl



H O









No reacciona con el agua

2

_

_

Cl



H O

No hay reaccion

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un ácido parcialmente disociado y una base completamente disociada

Neutralización ácido débil - base fuerte

3 3 2

NaOH CH COOH





CH COONa H O



Además de los iones OH

procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del

ácido débil

Consecuentemente,

[H₃O+_{] < [OH}] y,

por tanto, su pH>7

Quedaría con carácter básico

3 3 2

NaOH CH COOH

CH COO



Na



H O









3 2 3

CH COO



H O

CH COOH OH









Sí reacciona con el agua

No reacciona con el agua

2

_

_

Na



H O

No hay reaccion

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se produce entre un ácido totalmente disociado y una base parcialmente disociada

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









Sí reacciona con el agua

3 2 4 2

NH

HCl H O

NH



Cl



H O











No reacciona con el agua

2

_

_

Cl



H O

No hay reaccion

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

EJERCICIO 10

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 11

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,

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

- Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador.

- Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.

- Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.

aA

(dis)

+ bB

(dis)

 nSAL

(dis)

+ mH

₂

O

Acidimetría

La disolución problema es un ácido.

Alcalimetría

La disoclución problema es una base.

c

_A

V

_A

a

c

_B

V

_B

b

ACIDIMETRÍA

aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA

Ácido con

anaranjado ¡¡ Cambio de color !! V_i V_f V_B = V_f - V_i V_B V_A Base (c_B)

c

_A

a·V

B

b·V

_A

· c

B pH (en el erlenmeyer) V_B 14 7 0 V_B PTO. DE EQUIVALENCIA ¿c_A?

Curva de

valoración

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

ALCALIMETRÍA

aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA

Base con ¡¡ Cambio de color !! V_i V_f V_A = V_f - V_i V_A V_B Ácido (c_A)

c

_B

b·V

A

a·V

_B

· c

A ¿c_B? pH (en el erlenmeyer) V_A 14 7 0 V_A PTO. DE EQUIVALENCIA

Curva de

valoración

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE

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)

En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas

entre 4 ≤ pH ≤ 9

Sólo os van a pedir describir cómo haríais valoraciones entre ácido fuerte y base fuerte.

Del mismo modo, los problemas cuantitativos que se os planteen serán también entre ácido fuerte y base fuerte.

HIDRÓLISIS DE SALES

Cuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones.

Se produce una reacción de hidrólisis si estos iones reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE

NaCl

Na



Cl







El Na+ _{y 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:

2

_

_

Na



H O

No hay reaccion





Cl





H O

₂



No hay reaccion

_

_

En estas condiciones sólo queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere carácter neutro, pues [H₃O+_{] = [OH}] y, por tanto, pH = 7

HIDRÓLISIS DE SALES

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:

2

_

_

Na



H O

No hay reaccion





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







3 2 3

CH COO



H O

CH COOH OH









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







2

_

_

Cl



H O

No hay reaccion





NH

4

H O

2

NH

3

H O

3  







HIDRÓLISIS DE SALES

4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

En este caso se hidrolizan ambos iones:

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:

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 4 2 3 3

NH



H O

NH

H O









3 4 4 3

CH COONH

NH



CH COO







3 2 3

CH COO



H O

CH COOH OH









K_b

HIDRÓLISIS DE SALES

Sólo se va a pedir hacer predicciones cualitativas

sobre el pH de la disolución de una sal

Es decir, que no os van a pedir que calculéis el pH, sino sólo si será mayor, menor o igual a 7

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

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)

DISOLUCIONES TAMPÓN

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

₃

COOH / CH

₃

COONa

CH COONa

₃



Na





CH COO

₃ 

3 2 3 3

CH COOH H O

CH COO



H O









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 [H O+_]

¡¡ De esta manera se consigue

mantener el pH !!

3 3 2

CH COOH OH



CH COO



H O







3 3 3 2

CH COO



H O



CH COOH H O







DISOLUCIONES TAMPÓN

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

₃

/ NH

₄

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 [H O+_]

¡¡ De esta manera se consigue

mantener el pH !!

3 2 4

NH

H O

NH



OH









4 4

NH Cl

NH



Cl







4 3 2

NH



OH



NH

H O







3 3 4 2

NH

H O



NH



H O







DISOLUCIONES TAMPÓN

A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos

vivos, los dos principales tampones son:

Tampón

H

₂

CO

₃

/ HCO

₃

Actúa regulando el pH en el

plasma sanguíneo

Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4

Tampón

H

₂

PO

₄

/ 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

DISOLUCIONES TAMPÓN

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 10 mL 1 mL 0,1 mL 0,01 mL 0,01 mL 0,1 mL 1 mL Adición NaOH 0,1 M Adición HCl 0,1 M

DISOLUCIONES TAMPÓN

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

A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones