Reacciones ácido-base:
equilibrios cotidianos
Prof: Mario Azan
Diferenciando ácidos y bases
Indicadores ácido-base
• Extracto vegetal, el
cual adquiere dos
colores claramente
diferenciados según
se encuentre en un
medio ácido o en un
medio básico.
Teorías ácido-base 1887
Según Arrhenius (1859-1927) - ácidos son sustancias que dan iones hidrógeno, H+
-bases son sustancias que dan iones hidroxilo, OH-
Según Brönsted y Lowry (1923) en disolución acuosa
-ácidos son especies dadoras de protones, éstos pasan seguidamente a moléculas de agua, formándose H3O
+
-bases son especies que reciben protones del agua, éstas se transforman en iones hidroxilo, OH-.
Las reacciones pueden describirse en términos de pares conjugados. El ácido y su base conjugada constituyen un sistema conjugado. Ácido y base se diferencian en un protón. Puede representarse: ácido base conjugada + protón El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra base. En consecuencia se establece un equilibrio en un doble sistema conjugado:
acido 1 + base 2 base 1 + acido 2
Recordatorio
“ La formula de una base conjugada siempre
tiene un átomo de hidrogeno menos y una
carga negativa mas que la formula del
ácido correspondiente”
Reacciones de neutralización La reacción entre soluciones ácidas y básicas
se llama neutralización
El agua como anfótero
Equilibrio iónico del agua
Equilibrio iónico del agua
CONCEPTO DE pH.
La concentración de iones H3O+ en mol/l suelen variar entre los límites 10-14 y 100. Para expresar estas concentraciones mediante números sencillos Sörensen, en 1909 introdujo el concepto de pH. El pH es una medida del grado de acidez de las sustancias y corresponde al logaritmo negativo de la concentración de protones, [H+]. pH = -log[H+]
La acidez se define a través del pH, donde:
pH= -log [H+]
A 25 ºC se cumple que Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14
tomando logaritmos y cambiando el signo -log Kw = - log [H3O+] - log [OH-] pKw = pH + pOH = 14 Esta expresión permite relacionar las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo en una disolución.
[ H3O+ ] pH carácter
10 -1 1 ácido
10 -2 2 ácido
10 -3 3 ácido
10 -4 4 ácido
10 -5 5 ácido
10 -6 6 ácido
10 -7 7 neutro
10 -8 8 básico
10 -9 9 básico
10 -10 10 básico
10 -11 11 básico
10 -12 12 básico
10 -13 13 básico
10 -14 14 básico
Medición y calculo de pH
La concentración de iones OH- en cierta
disolución amoniacal para limpieza
domestica, es 0,0025M. Calcule la
concentración de iones H+
Ejercicio
La concentración de iones H+ en cierta
disolución de vinagre para aliñar ensaladas,
es 1,0 x 10-6M. Calcule la concentración de
iones OH-
Ejercicio
La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa fue de 3,2x10-4M inmediatamente después de haber sido destapada. Solo se consumió la mitad del vino; se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrogeno igual a 1,0x10-3M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones.
Súper capo
El pH del agua de lluvia colectada en cierta
región del noreste de Chile fue de 4,82.
Calculese la concentración de H+ en esa
agua dulce.
Extra súper capo
¿Cuál será el pH de una disolución de
hidróxido de sodio (NaOH) que tiene un
pOH de 4?
¿Y cual es la concentración de H+?
Fuerza de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes: las sustancias
ácidas y básicas que se disocian
completamente en solución acuosa son
ácidos y bases fuertes.
Ácidos y bases débiles: los ácidos y
bases débiles son sustancias que en
solución acuosa se disocian
parcialmente, estableciéndose un
equilibrio entre la fase molecular y la
fase iónica.
Soluciones ácidas y básicas: sistema en equilibrio (
constante de disociación)
¿Cómo leemos los valores de la
constante de disociación?
En las soluciones de ácidos y bases
fuertes, el equilibrio esta desplazado
hacia la forma disociada, es decir,
hacia los productos.
En las soluciones de ácidos y bases
débiles, el equilibrio esta
desplazado hacia la forma
molecular, es decir, hacia los
reactantes.
Titilación: aplicación practica de la
neutralización
La titulación es una técnica
que sirve para averiguar la
concentración que tiene una
solución ácida o básica,
mediante una neutralización
controlada.
Titulaciones
En una experiencia realizada en un
laboratorio se neutralizan 50 mL de ácido
clorhídrico (HCl) con 100 mL de hidróxido
de sodio (NaOH) 0,5 M. ¿Cuál es la
concentración molar del ácido clorhídrico?
Se necesitan titular 40 mL de solución de
ácido sulfúrico (H2SO4) con una solución
de hidróxido de sodio (NaOH) de
concentración igual a 0,05 mol/L. Si en la
titilación se ocupan 80 mL de hidróxido de
sodio para alcanzar el punto de
equivalencia, ¿Cuál es la concentración del
ácido?
Identifique los pares conjugados
ácido-base en las siguientes
reacciones:
NH3(ac) + HF(ac) <---> NH4+
(ac) + F-(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l) <--> CH3COO(ac)+
H3O+
(ac)
NH2- +NH3 -> NH3
+ + NH2-
Prueba 21 de Agosto
Paginas de la 95 a la 99
•Fuertes •Débiles
Ácido débil: se debe tomar en
cuenta la Ka Se puede escribir la siguiente ecuación
matemática
HA + H2O H3O+ + A-
Inicial Ca 0 0
En el equilibrio Ca-x x x
-Por lo tanto:
Ka = (x) (x)
(Ca-x)
Ka = x2/Ca
Ejemplo
Calcular el pH en una solución de ácido
acético (CH3COOH) que tiene una
concentración de 0,50 mol/L. La Ka del
ácido acético es 1,8x10-5
CH3COOH<---> CH3COO- + H+
Ejercicio súper capo
La Ka del ácido cianhídrico, HCN, es
4,8x10-10. Calcule su pOH si la
concentración del ácido cianhídrico es de
0,355mol/L.
Disoluciones amortiguadoras Son aquellas que tienen la característica de
resistir a un cambio de pH después de la adición de pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte, o después de diluir la solución
Existe 1 situación que nos interesa:
Combinación de ácido débil y una sal del mismo ácido.
pH = PKa + log (sal)
(ácido)
Ejemplo de equilibrio del ácido y su
sal Equilibrio del ácido
CH3COOH<--->CH3COO- + H+
Equilibrio de la sal
CH3COONa<---> CH3COO- + Na+
-El aumento de la concentración de H+ genera:
CH3COO- + H+-----> CH3COOH
-Un aumento de la concentración de OH- genera:
CH3COOH + OH- -----> H2O + CH3COO-
Ejercicio
Calcular el pH de una solución que es 0,2
mol/L en ácido acético (HAc) y 0,2 mol/L
de acetato de sodio (NaAc)
A 200mL de la disolución se le agrega
0,001 mol de ácido clorhídrico (HCl).
Determine el pH de la nueva disolución.
El comportamiento ácido o básico de las
disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal
reacciona con el agua y se produce la hidrólisis.
HIDRÓLISIS
Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4 casos distintos: Sal de ácido fuerte y base fuerte. HCl + NaOH « NaCl + H2O
Ej) NaCl, KI, NaNO3
, etc. •Na+ + H2O ® No reacciona. •Cl- + H2O ® No reacciona
Sal de ácido fuerte y base débil. HCl + NH3 « NH4
+ Cl-
Ej) NH4Cl, NH4NO3, etc.
Cl- no hidroliza NH4
+ hidroliza
Sal de ácido débil y base fuerte.
HCH3COO + NaOH « Na+CH3COO-
Ej) NaCH3COO, KCN, Na2CO3, etc.
Na+ no hidroliza
CH3COO- hidroliza
Sal de ácido débil y base débil. HCH3COO + NH3 « NH4
+ + CH3COO-
Ej) NH4CH3COO,NH4CO3
NH4+
ambos hidrolizan CH3COO
Titulación