presentacion acido base ok 4-3
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REACCIONESÁCIDO-BASE
REACCIONES DE TRANSFERENCIADE PROTONES
Dpto. Física y Química IES Turaniana
ÍNDICE1. 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 9. DISOLUCIONES TAMPÓN
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Los ácidos y las bases están presentes en todas las facetas de nuestra vida cotidiana
ÁCIDOS
HCl: agua fuerteH2SO4: baterías de coches
CH3-COOH: vinagre
etc.
BASES
NH3: amoníaco
NaClO: lejía
NaOH: sosa cáustica
etc.
1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS
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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.
1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS
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Colorean de azul el papel indicador
Colorean de rojo el papel indicador
2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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−
HNO3 → H+ + NO3-
H2SO4 → 2H+ + SO42-
NaOH → Na+ + OH-
Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH-
2.1. TEORÍA DE ARRHENIUS ( TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
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2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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
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2.1. TEORÍA DE ARRHENIUS ( TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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 2Base 2
Ácido 1 Base 1A− 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
HA + B ⇄ A- + HB+
2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE
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2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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 1Base 1
Ácido 2 Base 2
Par ácido / base conjugada:
HCl / Cl−
Ácidos y bases conjugados
Ácido 1 Base 1
Ácido 2Base 2
Par base / ácido conjugado:
NH3 / NH4+
HCl + H2O ⇄ Cl- + H3O+ NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
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2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE
2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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−, HCO3−, HPO42−, etc.
HS- + NH3 ⇄ S2- + NH4+ HS- + H3O+ ⇄ H2S + H2O
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2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE
2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
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,
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.
Sin embargo, para nuestras intenciones en este curso no es necesario dar cuenta de esta teoría de Lewis. Nos bastará con la de Brönsted y Lowry
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2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE
EJERCICIO 1 Completa los siguientes equilibrios e
identifica los pares ácido-base conjugados: a) CO3
2- + H2O ! … + ... b) NH4
+ + OH- ! … + ... c) CN- + ….. ! HCN + OH-
EJERCICIO 2
Escribe la base conjugada de los siguientes ácidos de Brönsted-Lowry:
H2S, HCO3−, H2O, NH4+
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):
HSO4−, SO32−, S2−, H3O+, HCl, CO32−
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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:
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Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina
producto iónico del agua Kw, y su expresión es:
Kw = [H3O+] .[OH-]
El valor de Kw a 25 ºC es
Kw = 1x10−14
y sólo varía en función de la Tª
Tª (ºC) Kw
0,11 x 10−1401,00 x 10−14253,00 x 10−144051,3 x 10−14100
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
NEUTRASBÁSICAS
2H2O ⇄ OH- + H3O+
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3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
DISOLUCIONES NEUTRAS
DISOLUCIONES ÁCIDAS
DISOLUCIONES BÁSICAS
HA + H2O ⇄ A- + H3O+
2H2O ⇄ OH- + H3O+
B + H2O ⇄ HB+ + OH-
2H2O ⇄ OH- + H3O+
[H3O+] = [OH-] = 1.10-7 M[H3O+] > [OH-] [OH-] > [H3O+]
[OH-] < 10-7 M y [H3O+] > 10-7 M [OH-] > 10-7 M y [H3O+] < 10-7 M
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3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
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 pKw
En cualquiera de las tres la letra p indica el operador matemático -log
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Como a 25 ºC, Kw = 10−1414log10 14wpK pH pOH−= − = = +
Para el agua pura o cualquier disolución neutra
7pH pOH= =
Para cualquier disolución básica
Para cualquier disolución ácida
7pH < 7pOH > 7pH > 7pOH <
[H3O+] > [OH-] [OH-] > [H3O+][H3O+] = [OH-] = 1.10-7 M
pOH= - log [OH-] pH = - log[H3O+] pKw = - logKw pKw = - log Kw = -log ([H3O+].[OH-])
pKw = -log [H3O+]- log [OH-])= pH + pOH
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4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Carácter ácido creciente
Carácter básico creciente
Disoluciones
ácidasD
isoluciones básicas
Agua pura
Disoluciones neutras
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4. 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 3HIn H O In H O− ++ +€Color A Color B
2In H O HIn OH+ −+ +€Color AColor B
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 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
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4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Medida del pH: indicadores ácido-base
2 3HIn H O In H O− ++ +€Color A Color B
2In H O HIn OH+ −+ +€Color AColor B
EjemplosAnaranjado de metilo Fenolftaleína
Zona de viraje Zona de viraje
pH 3,1 – 4,4pH 8,5 – 9
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4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje
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4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
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
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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
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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) [H3O+] = 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
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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 + H2O ⇄ A- + H3O+
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 + 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
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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
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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, HClO4, H2SO4 …
HNO3 + H2O → NO3- + H3O+
El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución: pH = - log[H3O+]
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos débilesSon 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 Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será α y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH
El grado α 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- + H3O+
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipróticosSon aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece
más de un equilibrio de disociación. Los más importantes son: H2S , H2CO3 , H3PO4 , H2SO4
31 7,1 10aK x −=
82 6,3 10aK x −=
133 4, 2 10aK x −=
Ejemplo
H3PO4
Como Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , 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- + H3O+
H2PO4- + H2O ⇄ HPO4
2- + H3O+
HPO42- + H2O ⇄ PO4
3- + H3O+
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipróticos
31 7,1 10aK x −=
82 6,3 10aK x −=
133 4, 2 10aK x −=
Ejemplo
H3PO4
Fíjate que las especies intermedias H2PO4− y HPO42− se comportan
como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones
H3PO4 + H2O ⇄ H2PO4- + H3O+
H2PO4- + H2O ⇄ HPO4
2- + H3O+
HPO42- + H2O ⇄ PO4
3- + H3O+
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
EJERCICIO 7 Se tiene una disolución acuosa de
ácido acético (etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 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 (Ka = 1,8·10−5)
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 Ka es suficientemente pequeño (Ka<10−3) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que
nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que α<<1 !!!
Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar al final que sale un α <0,05 (α%<5%)
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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.
Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2
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
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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 Kb, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será α y la [OH−] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH
El grado α 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-
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
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%. (Kb = 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
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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 Ka de un ácido, menor será la Kb de su base conjugada. La
relación inversa entre ambas constantes se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua Kw
Relación entre Ka y Kb de pares ácido/base conjugados
Sea, por ejemplo, el par NH3 / NH4+
2 43 NNH O OHHH + −+ +€
[ ]4
3b
NH OHK
NH
+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=
2 34 3N NH H OH H O+ ++ +€
[ ]3 3
4a
NH H OK
NH
+
+
⎡ ⎤⎣ ⎦=⎡ ⎤⎣ ⎦
[ ][ ]
3 3 4
34
· ·a b
NH H O NH OHK K
NHNH
+ + −
+
⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦=⎡ ⎤⎣ ⎦
·a b wK 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
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5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
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
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Se produce entre un ácido y una base completamente
disociados
1. Neutralización ácido fuerte - base fuerte
Consecuentemente, [H3O+] = [OH−] = 10−7 M y, por tanto, su pH=7
2NaOH 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+ + →
2NaOH HCl Na Cl H O+ −+ → + +
No reacciona con el agua
2 _ _Cl H O No hay reaccion− + →
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6. 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 2NH HCl H O NH Cl H O+ + → +
4 2 3 3NH H O NH H O+ ++ +€
Sí reacciona con el agua
3 2 4 2NH HCl H O NH Cl H O+ −+ + → + +
No reacciona con el agua
2 _ _Cl H O No hay reaccion− + →
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6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se produce entre un ácido
parcialmente disociado
y una base completamente
disociada
3. Neutralización ácido débil - base fuerte
3 3 2NaOH 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 2NaOH CH COOH CH COO Na H O− ++ → + +
3 2 3CH COO H O CH COOH OH− −+ +€
Sí reacciona con el agua No reacciona con el
agua2 _ _Na H O No hay reaccion+ + →
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6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
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 (no hace falta
calcular el pH)
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
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Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte
nA nB
nA nBa b
cAVAa
cBVBb
Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución ácida a partir de otra disolución básica de concentración conocida
Acidimetría cAa·VBb·VA
· cB
Alcalimetría cBb·VAa·VB
· cA
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
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ACIDIMETRÍA
aA (dis) + bB (dis) ! nSAL (dis) + mAGUA
Ácido con anaranjado de metilo
¡¡ Cambio de color !!
Vi
Vf
VB = Vf - Vi
VB
VA
Base (cB) cAa·VBb·VA
· cB
pH (en el erlenmeyer)
VB
14
7
0VB
fenolftaleína (8,2-10)
anaranjado de metilo (3,2-4,4)PTO. DE EQUIVALENCIA
¿cA?
Curva de valoración
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7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
ALCALIMETRÍA
aA (dis) + bB (dis) ! nSAL (dis) + mAGUA
Base con fenolftaleína
¡¡ Cambio de color !!
Vi
Vf
VA = Vf - Vi
VA
VB
Ácido (cA)
cBb·VAa·VB
· cA
¿cB?
pH (en el erlenmeyer)
VA
14
7
0VA
fenolftaleína (8,2-10)
anaranjado de metilo (3,2-4,4)
PTO. DE EQUIVALENCIA
Curva de valoración
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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
7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
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
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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
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8. HIDRÓLISIS DE SALESCuando 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
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2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE
El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO− 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
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8. HIDRÓLISIS DE SALES
3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE
El Cl− no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH4+ 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
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8. HIDRÓLISIS DE SALES
4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
En este caso se hidrolizan ambos iones:
Si Ka > Kb, entonces [H3O+] > [OH−] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida) Si Ka < Kb, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica)
Ka
Kb
CH3COONH4 →NH4+ + CH3COO-
CH3COO- + H2O ⇄CH3COOH + OH-
NH4+ + H2O ⇄NH3 + H3O+
Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución
de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones:
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8. HIDRÓLISIS DE SALES
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
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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)
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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
CH3COOH / CH3COONa
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
CH3COONa →Na+ + CH3COO- CH3COOH+H2O ⇄CH3COO-+H3O+
CH3COOH+OH- ⇄CH3COO-+H2O
CH3COO-+H3O+ ⇄CH3COOH+H2O
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Tampón de base débil + ácido
Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases)
Ejemplo
Tampón NH3 / NH4Cl
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 !!
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
NH4Cl → NH4+ + Cl-
NH4+ + OH- ⇄ NH3
+ H2O
NH3 + H3O+ ⇄ NH4+ + H2O
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9.DISOLUCIONES TAMPÓN
Tampón H2CO3 / HCO3−
Actúa regulando el pH en el plasma sanguíneo
Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4
Tampón H2PO4− / HPO42−
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
Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones
concretas, y no pueden estar sujetas a variaciones bruscas de pH
9.DISOLUCIONES TAMPÓN
A nivel bioquímico, es
decir, en el interior de los organismos
vivos, los dos principales
tampones son:
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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 9,410,0 4,8 9,39,0 4,8 9,38,0 4,8 9,3
6,0 4,8 9,35,0 4,8 9,34,0 4,8 9,33,0 4,7 9,2
10 mL1 mL
0,1 mL0,01 mL
0,01 mL
0,1 mL1 mL
10 mL
Adición NaOH 0,1 M
Adición HCl
0,1 M
9.DISOLUCIONES TAMPÓN
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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
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