ppt ácido-base

2

Ácido-Base

3

CaracterísticasÁCIDOS:

Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la

piel. Enrojecen ciertos

colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales

desprendiendo H2. Pierden sus propiedades

al reaccionar con bases.

BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero

corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos

colorantes vegetales. Precipitan sustancias

disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades

al reaccionar con ácidos.

ácidos y bases de uso casero ácido acético vinagre

ácido acetil salicílico aspirina

ácido ascórbico vitamina C ácido cítrico zumo de

cítricos ácido clorhídrico sal

fumante para limpieza, jugos gástricos

ácido sulfúrico baterías

amoníaco (base) limpiadores caseros

hidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido)

Bicarbonato de sodio Hidróxido de sodio

4

H+

OH-

6

7

Conceptos de ácidos y bases 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: 1689, Robert Boyle observa algunas de las propiedades

de ácidos y bases: los ácidos disuelven muchas sustancias cambian de color algunos tintes pierden sus propiedades al mezclarse con los álcalis

1814, Gay-Lussac concluye que los ácidos neutralizan a las bases.

1884, August Arrhenius, químico y físico sueco, propone la teoría de la disociación electrolítica. Esta teoría

permite formular la teoría de las relaciones ácido-base. Considerando la disolución en agua.

TEORÍA DE ARRHENIUS

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Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de

“disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se

disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa

disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa

disocia aniones OH–.

11

Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa) A– + H+

Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) H+ + Cl–

H2SO4 (en disolución acuosa) 2 H+ + SO42–

BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

Arrhenius propuso que:

Los protones o hidrogeniones H+ no existen realmente aislados en disolución acuosa, ya que se encuentran unidos a una molécula de agua dando el ión H3O+ (hidronio u oxonio), que a su vez está rodeados por moléculas de agua, fenómeno conocido como hidratación.

15

NeutralizaciónSe produce al reaccionar un ácido con una base

por formación de agua:

H+ + OH– — H2O

El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

En 1923, de forma independiente, el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Lowry mejoran la teoría de Arrhenius,

18

Teoría de Brönsted-Lowry

19

Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS:

“Sustancia que en disolución cede H+”.

BASES:

“Sustancia que en disolución acepta H+”.

H+

Ácidos Bases

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Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como

ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).

Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

+-

H2O + H2O H3O+ + OH-

+ -++

Ión hidronio

Ión hidroxilo

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Ejemplo de par Ácido/base conjugadoDisociación de un ácido:HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base

conjugada)Disociación de una base:NH3 (g) + H2O (l) NH4

+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4

+ (ácido conjugado)

Una misma sustancia puede actuar como ácido y como base, por ejemplo el H2O.

El agua juega el papel de base en las disoluciones acuosas de ácidos.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

En las disoluciones acuosas de bases, la base es la que acepta un protón, el agua actúa como ácido cediendo un protón.

NH3 + H2O NH4+ + OH-

(base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada)

La reacción de transferencia de un protón de un ácido a una base se conoce como protólisis.

1923, G. N. Lewis químico norteamericano, amplia el concepto de ácido y base a reacciones en las que no hay transferencia de protones.Introduciendo con esto el concepto: mecanismos de reacción en química orgánica.

24

25

Teoría de Lewis ()ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

.

– Acido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Es lo que hemos llamado electrófilo.– Base es una sustancia que puede donar, o compartir, un par de electrones. Es lo que hemos llamado nucleófilo.

BF3 + F- ( BF4 )-

(ácido) (base)

Ag+ + 2 CN- [Ag (CN)2 ]-

(ácido) (base)

El ácido debe tener su octeto incompleto, y la base debe tener un par de electrones sin compartir.

La unión del ácido y la base corresponde a la formación de un enlace coordinado o dativo. Muchas reacciones orgánicas se explican por este comportamiento ácido (electrófilo) o básico (nucleófilo).

En disolución acuosa o en disolventes hidrogenados como el amoniaco líquido, o los alcoholes, no es necesario recurrir a esta teoría, y se emplea la teoría de Brönsted y Lowry.

29

Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen

átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:

AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H

| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

30

Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una

pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–

Kc = —————— H2O2

Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

conocido como “producto iónico del agua”

[ ]× [ ] -w 3K H O OH

31

Concepto de pH.El valor de dicho producto iónico del agua es:

KW (25ºC) = 10–14 M2

En el caso del agua pura: ———–

H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 MSe denomina pH a:

para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M

pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

32

Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7

Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7

Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7

En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–

luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2

33

34

Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada

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Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi

idéntico al de pH:

Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:

pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

pOH log [OH ]

36

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6.

¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M

Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

entonces: KW 10–14 M2

OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M

pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 =

14

37

Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico tiene unadensidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.

a) ms ms% = —— x 100 = ——— x 100

mdn Vdn x d

ms % x d 20 x 1,2 gconc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L

Vdn 100 10–3 L x 100

ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ————

Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol

Molaridad = 2,45 mol/L

b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,35

Problema de Selectividad (Marzo 97)

Problema de Selectividad (Marzo 97)

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Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: ()

Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+

NaOH (ac) Na+ + OH–

Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente

Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+

NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–

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Electrolitos fuertes y débiles

[A–] [H+]

[H+][A–]

[HA][HA]

Ácido fuerte           

[HA]

     Ácido débil               

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Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–

actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) Na+ + OH–

por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O es decir, el ión HCO3

– actúa como ácido.

El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) H+ + Cl–

por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O) es decir, el ión HCO3

– actúa como base.

41

Fuerza de ácidos.

En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

HA + H2O A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA

3

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C a

A H OK H O K

HA

constante de disociación (K

acidez)

42

Fuerza de ácidos (cont.).

Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:

Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.

Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5

M

43

Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un

H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H+

disocie: H2CO3

+ H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+ HCO3

– · H3O+ CO32– · H3O+

Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3

– Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M La constantes sucesivas siempre van

disminuyendo.

44

Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4

–, HPO42– y PO4

3– en una disolución de H3PO4 0,08M.

Equilibrio 1: H3PO4   + H2O H2PO4–  +  H3O+

c. in.(mol/l):    0,08                      0             0c. eq.(mol/l):  0,08 – x                 x            x

x = 0,021

232 4 3

13 4

[ ] [ ]7,5 10

[ ] 0,08a

H PO H O xK M

H PO x

2 4 3[ ] [ ] 0,021H PO H O M

45

Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO4

2– +  H3O+ c. in.(mol/l):    0,021                    0          0,021c. eq.(mol/l):  0,021 – y                 y        0,021 + y

y = 6,2 x 10–8 M

Equilibrio 3: HPO42–  + H2O   PO4

3– +  H3O+

c. in.(mol/l):  6,2 x 10–8            0          0,021c. eq.(mol/l):  6,2 x 10–8– z              z       0,021 + z

z = 6,5 x 10–19 M

284 3

22 4

[ ] [ ] (0,021 ) 0,0216,2 10

0,021 0,021[ ]a

HPO H O y y yK M

yH PO

2 84[ ] 6,2 10HPO M

133 4 3

2 2 8 84

[ ] [ ] (0,021 ) 0,0212,2 10

[ ] 6,2 10 6,2 10a

H PO H O z z zK M

HPO z

3 194[ ] 6,5 10PO M

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Fuerza de bases.

En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:

B + H2O BH+ + OH–

BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B (K basicidad)

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Fuerza de ácidos y bases (pK) Al igual que el pH se denomina pK a:

pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb

Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb

mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de

pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

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Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

Equilibrio: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4

+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72

pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

49

Relación entre Ka y Kb conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O HA + OH– A– x H3O+ HA x OH–

Ka = —————— ; Kb = —————— HA A–

A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–

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Relación entre Ka y Kb conjugada (cont.). En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)

significa que: Si un ácido es fuerte su base conjugada es

débil. Si un ácido es débil su base conjugada es

fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en

la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

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Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.

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:

CN– + H2O HCN + OH– KW 10–14 M2

Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M

52

Relación entre la constante y el grado de disociación “”

En la disociación de un ácido o una base

Igualmente:

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )

De donde:

b

cK

2

1

23

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c cK

HA c

aK

c bK

c

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Ejemplo: Una disolución de HBO2 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 (Ka). c) Cal-cule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá?

a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4 lo que significa que está disociado en un 0,025 %

luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2

–, será pues, relativamente fuerte.

b) Ka = c x 2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10

c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5

d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M

Problema de Selectividad (Marzo 98)

Problema de Selectividad (Marzo 98)

54

Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x

10-5

a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M

pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30 CH3COOH es ácido débil por lo que:

Ka 1,8 ·10-5 M = —— = ————— = 0,019

c 0,05 M

[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M

pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

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Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x

10-5

b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10-4 mol.

Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado.

El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:

V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros

Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

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Hidrólisis de sales

Es la reacción de los iones de una sal con el agua.

Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil:

Hidrólisis ácida (de un catión): NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

57

Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un

ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN

Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl

Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN

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Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl 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:

Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+

Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda.

59

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

Ejemplo: Na+CH3–COO–

SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

60

Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

Ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya

que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y

reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

61

Sales procedentes de ácido débil y base débil.

Ejemplo: NH4CN

En este caso tanto el catión NH4+

como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4

+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4

+)

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Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.

La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O HCN + OH–

HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M

1 · 10–14 M2

Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M

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Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.

CN– + H2O HCN + OH–

Conc inin. (M) 0,01 0 0 Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01 0,01

HCN x OH– (0,01 )2 M2

2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– 0,01(1–) M

Despreciando frente a 1, se obtiene que = 0,05 KW 10–14 M2

H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M

OH– 0,01 M x 0,05 pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7

64

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 amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.

a) Acetato potásico: pH básico, ya queCH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.

b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3

– ni el catión Na+ reaccionan con agua por

proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

65

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 amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.

c) Sulfato amónico: pH ácido, ya queNH4

+ + H2O NH3 + H3O+

por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no

reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte.

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)

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

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Disoluciones amortiguadoras (tampón) Son capaces de mantener el pH después de

añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:

Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.

Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

67

Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

© Ed. Santillana

68

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. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.

El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa CH3–COO– + Na+

El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):

H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

cin (M) 0,2 0,2 0

ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

69

Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M

CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M

De donde se deduce que: x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M

pH = – log H3O+ = 4,74

72

Indicadores de pH (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al

pasar de la forma ácida a la básica:

HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable

cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]

In– · H3O+ HIn

Ka = —————— H3O+ = Ka · ——— HIn

In– pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1

73

Algunos indicadores de pH

Indicador Color forma ácida

Color forma básica

Zona de viraje (pH)

Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2

Rojo Congo Azul Rojo 3-5

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6

Tornasol Rojo Azul 6-8

Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

74

Valoraciones ácido-base Valorar es medir la

concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

75

Gráfica de valoración de vinagre con NaOH

Zona de viraje fenolftaleína

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 8642

pH

76

Valoraciones ácido-base. La neutralización de un ácido/base con una

base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).

La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O

En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH– 2 H2O

n(ácido) x a = n(base) x b

77

Valoraciones ácido-base Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b

Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:

Normalidad = Molaridad x n (H u OH)

Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.

Simulación

78

Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O

25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2 De donde: 25 ml x 2 M x 3

Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2

[H2SO4] = 0,75 M Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase) 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Nácido = 1,5 N Mácido= Nácido/2 = 0,75 M

Vídeo

79

Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos

n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2M = 50 mmoles

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O

3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3

————— = —————— n(H2SO4) 50 mmoles

n(H2SO4) = 75 mmol n (H2SO4) 75 mmol

[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) 100 ml

80

Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?

a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M 10,1 ml

b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V =

= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g msoluto 60 g

% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % mdisolución 1060 g

Problema de Selectividad

(Septiembre 97)

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