tema 5: reacciones de equilibrio Ácido base...

QUÍMICA

2º Bachillerato

BLOQUE 3. REACCIONES QUÍMICAS.

Tema 5: Reacciones de equilibrio ácido base

Profesor: Fernando Sánchez García Página 1 de 23

Tema 5: REACCIONES DE EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Índice 0.- Brainstorming. ......................................................................................................................................... 2

I.- Ácidos y bases. ........................................................................................................................................ 3

1.1. Observaciones experimentales. ....................................................................................................... 3

1.2. Teoría de Arrhenius. ......................................................................................................................... 3

1.3. Teoría de Brönsted-Lowry. .............................................................................................................. 4

1.4. Teoría de Lewis. ................................................................................................................................. 5

II.- FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES. ............................................................................................... 6

2.1. Medida de la fortaleza de los ácidos y bases: Constante de ionización.................................... 6

2.2. Ácidos polipróticos............................................................................................................................ 8

III. Medida de la acidez: Escala de pH.- ................................................................................................ 10

3.1. Concepto y escala de pH ................................................................................................................. 10

IV.- INDICADORES. ................................................................................................................................. 13

V. DISOLUCIONES DE SALES EN AGUA: HIDRÓLISIS.................................................................. 14

5.1. Sal de ácido y base fuerte. ............................................................................................................ 14

5.2. Sal de ácido débil y base fuerte. .................................................................................................. 14

5.3 Sal de ácido fuerte y base débil. ................................................................................................... 15

5.4. Sal de ácido y base débiles. ........................................................................................................... 15

VI.- Disoluciones reguladoras, tampones o buffers. ............................................................................. 16

6.1. Cálculo del pH de un tampón........................................................................................................... 16

VII.- VOLUMETRÍAS ACIDO BASE. ..................................................................................................... 17

7.1. Cálculos estequiométricos. ............................................................................................................. 17

7.2. Curvas de valoración. ...................................................................................................................... 18

Relación QS–4: EJERCICIOS PROPUESTOS EN SELECTIVIDAD. .................................................. 21

QUÍMICA

2º Bachillerato




0.- Brainstorming.

¿Has tenido alguna vez acidez de estómago? ¿A qué

crees que se debe? ¿Cómo puedes contrarrestarla?

¿Te gusta poner vinagre a la ensalada? ¿Qué sabor le

aporta a la ensalada?

¿Has escuchado alguna vez la expresión pH neutro?

¿Sabes lo que significa?

¿Cuál es el pH del citoplasma de una célula?

¿Sabes lo que es el amoníaco para limpiar (Volvone)?

¿Para qué se usa?

¿Sabes cómo se hace el jabón casero? ¿Qué sustancias

se utilizan para hacerlo?

QUÍMICA

2º Bachillerato




I.- Ácidos y bases.

1.1. Observaciones experimentales.

En el laboratorio se ha podido observar lo siguiente:

Un ácido en disolución acuosa:

Reacciona con los metales desprendiendo hidrógeno.

Neutraliza a las bases formando sales.

Decolora la disolución roja, debida a bases, de fenolftaleína.

Tienen sabor agrio.

v.g. limón, vinagre, yogurt, etc.

Una base en disolución acuosa:

Colorea de rojo una disolución de fenolftaleína.

Neutraliza ácidos dando sales.

Son jabonosas al tacto y tienen sabor cáustico.

Todos estos comportamientos se han intentado explicar con diferentes teorías, veamos las más

relevantes.

1.2. Teoría de Arrhenius.

Según esta teoría:

Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones H+ y el correspondiente

anión.

Ejemplos:

𝐻𝑁𝑂3 ⇋ 𝐻+ + 𝑁𝑂3−

𝐻𝐶𝑙 ⇋ 𝐻+ + 𝐶𝑙−

𝐻2𝑆𝑂4 ⇋ 𝐻+ + 𝑆𝑂42−

Los ácidos con más de un hidrógeno o poliprótidos originan más de 1 protón y su disociación se

produce en varias etapas:

𝐻3𝑃𝑂4 ⇋ 𝐻+ + 𝐻2𝑃𝑂41−

𝐻2𝑃𝑂41− ⇋ 𝐻+ + 𝐻𝑃𝑂4

2−

𝐻𝑃𝑂42− ⇋ 𝐻+ + 𝑃𝑂4

3−

Estos protones procedentes de la disociación del ácido en presencia de agua se hidratan

dando lugar al ion oxonio: 𝐻+ + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+

QUÍMICA

2º Bachillerato




Bases son sustancias que en disolución acuosa se disocian desprendiendo iones hidroxilo negativos

e iones metálicos positivos.

Ejemplos:

𝑁𝑎𝑂𝐻 ⇌ 𝑁𝑎+ + 0𝐻−

𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 ⇌ 𝐶𝑎𝑂𝐻+ + 0𝐻−

𝐶𝑎𝑂𝐻+ ⇌ 𝐶𝑎2+ + 0𝐻−

Esta teoría se limita a sustancias en disolución acuosa, además no explica el comportamiento

básico de sustancias como NH3, Na2CO3, que no poseen grupos hidroxilos (OH-).

Según esta teoría la neutralización es una reacción entre protones e hidroxilos:

𝐻+ + 𝑂𝐻− ⇋ 𝐻2𝑂

1.3. Teoría de Brönsted-Lowry.

Publicada en 1923 simultánea e independientemente por Brönsted y Lowry. En esta teoría

se considera el comportamiento de ácidos y bases como cosa de dos, se amplía al caso de

disoluciones no acuosas, y considera la reacción de neutralización como una transferencia de

protones H+, en la cual:

Ácido es toda sustancia que cede protones.

Base es toda sustancia que capta protones.

Así el proceso se puede representar:

𝐻𝐴 + 𝐵 ⇋ 𝐴− + 𝐵𝐻+

** N.B. Si hay una especie que cede protones ha de haber otra que los capte, por tanto, la

transferencia de protones ocurrirá si existe el par ácido-base conjugados y se representa por

HA/A- para el caso arriba indicado, puesto que HA es ácido y A- será su base conjugada puesto

que es capaz de captar un H+.

Se ve pues que el proceso de ceder o captar protones es reversible: los ácidos al perder un

protón se transforman en bases y éstos en ácidos. De forma que un ácido y una base que difieren

en un protón se dice que son ácidos y bases conjugados. Se establece así un equilibrio químico en

un doble sistema conjugado:

𝐻𝐴 + 𝐵 ⇌ 𝐴− + 𝐵𝐻+

á𝑐𝑖𝑑𝑜1 𝑏𝑎𝑠𝑒2 𝑏𝑎𝑠𝑒1 á𝑐𝑖𝑑𝑜2

QUÍMICA

2º Bachillerato




Algunos ejemplos:

𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3𝑂+

𝐻𝑆− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝑆2− + 𝐻3𝑂+

𝑁𝐻3 + 𝑁𝐻3 ⇋ 𝑁𝐻2− + 𝑁𝐻4

+

Como puede observarse el concepto de Brönsted Lowry, permite aplicar los conceptos de

ácido y base a disoluciones no acuosas y a especies iónicas.

Puede observarse también en los ejemplos anteriores que el disolvente, según esta teoría,

toma parte activa en el equilibrio aceptando o cediendo protones, así en disoluciones acuosas el

agua se comporta como ácido o como base según frente a quien actúe.

𝑁𝐻4+ + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+

𝐶𝑂32− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻𝐶𝑂3

− + 𝑂𝐻−

Vemos pues que un ácido sólo cederá protones en un disolvente capaz de aceptarlos (caso

de que no exista otra especie capaz de aceptarlos), y una base sólo aceptará protones si el

disolvente es capaz de cederlos. Así el HCl cede protones con más facilidad en disolución acuosa

que en disolución de acético.

Así podemos tener 4 tipos de disolventes.

Ácidos: si tienen gran tendencia a ceder protones. v.g. FH, HClO4

Básicos: si tienen gran tendencia a aceptar protones. v.g. NH3

Anfiprótidos, si ceden o aceptan protones según frente a quien actúen. v.g. H2O

Aprótidos, si no ceden o captan protones. V.g. Benceno o CHCl3

1.4. Teoría de Lewis.

Surge para generalizar más los conceptos de ácido y base.

Según esta teoría:

Ácido, es toda sustancia con octete incompleto capaz de aceptar pares de electrones.

Bases, es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones para formar con un ácido de Lewis

un enlace covalente dativo.

En esta teoría se prescinde ya del hecho de que las sustancias se encuentren en disolución.

N.B. Puesto que sólo vamos a trabajar con disoluciones acuosas, utilizaremos los conceptos de ácido

y base en el sentido de la teoría de Brönsted-Lowry, y en algunos casos muy sencillos también la

de Arrhenius.

QUÍMICA

2º Bachillerato




A.1. Justifica según la Teoría de Brönsted-Lowry el carácter ácido o básico de las siguientes

especies:

. Ion hipoclorito. . Ion Bicarbonato. . Ion Oxonio.

A.2. El peróxido de hidrógeno es un ácido débil en disolución acuosa. Escribe y ajusta la reacción

que muestra al peróxido de hidrógeno, como un ácido de Brönsted en agua.

A.3. El ácido conjugado de una base débil, ¿será fuerte o débil? justifícalo a la luz de la teoría de

Brönsted. Pon un ejemplo.

A.4. Escribe una reacción en la que el agua se comporte como ácido, y otra en la que se comporte

como base, todo ello a la luz de la teoría de Brönsted.

A.5. Clasifica en ácidos o básicos las siguientes especies de Lewis:

Br-, S-2; Al+3, K+, Mg+2; Ag+, Zn+2; CO3H-.

II.- FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES.

Para tratar este aspecto trabajaremos en el supuesto de que los ácidos y las bases se

encuentran en disolución acuosa. Según esto un ácido en general se puede representar como HX,

donde X es un elemento o agrupación de elementos más electronegativa que el H, por tanto, el

enlace H-X se encuentra polarizado, y por tanto al romperse queda como:

𝐻 − 𝑋 ⟶ 𝐻+ + 𝑋−

La ruptura la puede provocar la atracción que el disolvente ejerce sobre el H, lógicamente

cuanto más polar sea el enlace H-X, más fácil será romperlo. Así existen ácidos que por ser una

molécula muy polarizada rompe fácilmente y se encuentren disociados en agua, son los ácidos

fuertes, sin embargo, otros no estarán tan disociados son los ácidos débiles.

2.1. Medida de la fortaleza de los ácidos y bases: Constante de ionización.

Se ha constatado que un ácido es más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a ceder

protones. Análogamente una base será más fuerte cuanta más tendencia tenga aceptar protones.

Para medir cuantitativamente la fuerza de un ácido nos fijamos en el equilibrio de

transferencia de protones entre el ácido y el disolvente, que supondremos agua:

𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐴− + 𝐻3𝑂+

la constante de este equilibrio será: 𝐾` = [𝐻3𝑂+][𝐴−]

[𝐻𝐴][ 𝐻2𝑂]

QUÍMICA

2º Bachillerato




Puesto que el agua es el disolvente y su concentración varía muy poco al variar la

concentración de soluto podemos por tanto considerar la concentración de agua constante y

englobarla en la constante de equilibrio, así quedaría:

𝐾`[ 𝐻2𝑂] = 𝑘𝑎 = [𝐻3𝑂+][𝐴−]

[𝐻𝐴]

N.B.: En la expresión anterior como en el caso de equilibrio de gases puede usarse el grado de

disociación en los mismos términos que en aquel caso.

El valor de la constante de acidez ka dará la fortaleza del ácido. Así podemos tener:

Ácidos fuertes, que son aquellos que se encuentran completamente disociados en disoluciones

diluidas de modo que en disolución no existe la especie HA y si existe su cantidad es

despreciable, en estos casos el valor de Ka es superior a 103.

Nótese que un ácido fuerte tiene una base conjugada muy débil puesto que la tendencia a

captar H+ es muy poca.

Ácidos débiles, que son aquellos que no se encuentran disociados completamente. La extensión

de la disociación la fija Ka. La base conjugada es pues fuerte.

Para el caso de bases se puede hacer un tratamiento similar al hecho para ácidos apareciendo

la constante de basicidad kb. Así pues, tendremos:

𝐵 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐵+ + 𝑂𝐻−

𝐾´´ = [𝑂𝐻−][𝐻𝐵+]

[𝐵][ 𝐻2𝑂]

𝐾´´[ 𝐻2𝑂] = 𝑘𝑏 = [𝑂𝐻−][𝐻𝐵+]

[𝐵]

De igual modo que antes según el valor de kb, podremos tener:

Bases fuertes, si está completamente disociada.

Bases débiles, si están parcialmente disociadas.

N.B. Debe tenerse en cuenta el hecho de que la fortaleza, e incluso el comportamiento ácido o

básico es relativo, puesto que un ácido se comporta como ácido sólo frente a una sustancia que

actúe como base, y además un ácido fuerte puede serlo menos si en su presencia existen ácidos

más fuertes.

Puesto que siempre se elige el agua como sustancia de referencia, los valores de las

constantes de acidez y basicidad permiten ordenar los ácidos (o las bases) según su fuerza

relativa, como puede verse en la siguiente tabla, para algunos de los pares ácido-base más

corrientes:

QUÍMICA

2º Bachillerato




Nótese que a la cabeza de la

tabla figuran los ácidos con mayor

tendencia a ceder protones, tendencia

que va disminuyendo al descender en la

tabla. Por ello, puede predecirse que un

ácido reaccionará (cederá un protón)

con cualquier base de un par que esté

por debajo en dicha tabla de fuerza

ácida relativa. Así, por ejemplo, el

HSO4- reaccionará con los iones F- (para

formar HF y SO4-); así mismo el HF

reaccionará con el HCO3- (para formar

H2CO3 y F-), etc.

2.2. Ácidos polipróticos.

Es importante no confundir la fuerza de un ácido o de una base, con el número total de

protones que pueden ceder, o aceptar, cada una de sus moléculas. Los ácidos que sólo pueden ceder

un protón, se llaman monopróticos (o también monobásicos); si pueden ceder más de un protón se

llaman polipróticos (o polibásicos).

Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino

que lo hacen de forma escalonada, y cada vez con mayor dificultad. Las correspondientes constes

de disociación, que suelen representarse por K1, K2, K3..... disminuyen mucho (aproximadamente por

un factor de 10-5) para cada una de las sucesivas ionizaciones. Así, por ejemplo, para el ácido

fosfórico.

𝐻3𝑃𝑂4 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝐻2 𝑃𝑂4− 𝐾1 = 7.5 10−3

𝐻2 𝑃𝑂4− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝐻 𝑃𝑂4

2− 𝐾2 = 6.2 10−8

𝐻 𝑃𝑂42− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝑃𝑂4

3− 𝐾3 = 2.2 10−13

En una disolución acuosa de ácido fosfórico podemos considerar, por tanto, tres equilibrios

simultáneos, cada uno caracterizado por su respectiva constate. En dicha disolución además de

H2O y H3O+, estarán presentes otras especies químicas como, el fosfórico sin disociar, el ion

dihidrógeno fosfato, el monohidrógeno fosfato, y el fosfato, en diferentes cantidades.

QUÍMICA

2º Bachillerato




PR.1. Cuando se mezclan dos disoluciones diluidas de ácido acético y cianuro sódico, puede

producirse la reacción:

𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶𝑁− ⇋ 𝐻𝐶𝑁 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂− 𝐾 = ¿ ?

Predecir el sentido en que tendrá lugar preferentemente esta reacción y calcular su constante de

equilibrio, a partir de los valores de Ka de la tabla anterior.

Puede verse que las ka del acético y el cianhídrico son:

CH3 - COOH + H2O ⇆ H3 O+ + CH3 - COO - Ka 1 = 1,8.10 -6

HCN + H2O ⇆ H3 O+ + CN- Ka 2 = 4,9.10 -10

Vemos que el acético es un ácido más fuerte que el cianhídrico, por ello la base acetato (CH3 - COO-)

será más débil que la CN- por ello la reacción tendrá sentido preferente hacia la derecha. Veamos el

valor de K:

𝐾 = [𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂−][𝐶𝑁𝐻]

[𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻][𝐶𝑁−]

Como 𝐾𝑎1 = [𝐶𝐻3−𝐶𝑂𝑂−][𝐻3𝑂+]

[𝐶𝐻3−𝐶𝑂𝑂𝐻] 𝑦 𝐾𝑎2 =

[𝐶𝑁−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐶𝑁]

Puede verse que 𝐾 = 𝐾𝑎1

𝐾𝑎2= 3.7 104

A.6. Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes sustancias:

a. Ácido Sulfúrico pKa = 1,81

b. Ácido fórmico pKa = 3,75

c. Ion amonio pKa = 9,24

A.7. El ácido sulfúrico se disocia en agua según:

𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝐻𝑆𝑂4−

𝐻𝑆𝑂4− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝑆𝑂4

2−

Donde la constante de disociación del segundo equilibrio es 1,26.10-2 y el primer equilibrio está

desplazado a la derecha.

Calcular las concentraciones de H3O+, SO4

-, HSO4-, en una solución 0,2 M de sulfúrico.

QUÍMICA

2º Bachillerato




III. Medida de la acidez: Escala de pH.

Existen disolventes que actúan bien como bases bien como ácidos, dependiendo a que

especie disuelvan, son anfolitos o anfóteros. El disolvente anfótero más común es el agua. Los

anfóteros se caracterizan porque dan el equilibrio de autoprotólisis, que se establece cuando una

molécula de disolvente que actúa como ácido interacciona con otra que actúa como base; así para

el agua se tiene:

𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−

Donde

𝐾 = [𝐻3𝑂+] [𝑂𝐻−]

[𝐻2𝑂]2

K calculada a 25°C vale 1,82.10-16, muy pequeña, por tanto, el equilibrio esta desplazado hacia la

izquierda, por lo que el número de moléculas de agua disociadas es despreciable y, por tanto, [H2O]

es constante, cuyo valor es:

[𝐻2𝑂] = 1000 𝑔

𝐿

1 𝑚𝑜𝑙

18 𝑔= 55.5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1

Introduciéndola en la expresión anterior se tiene:

𝐾. [𝐻2𝑂]2 = 𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂+] [𝑂𝐻−] = 10−14 𝑚𝑜𝑙2𝐿−2

Siendo Kw la constante de ionización del agua o producto iónico del agua.

Nótese que en agua pura (disolución neutra) por cada H3O+ formado se forma otro OH-, por

tanto, en estas condiciones [ H3O+] = [ OH-], y entonces:

Kw = [ H3O+]2 = 10-14, por tanto, [ H3O

+] = [ OH-] = 10 -7 mol L-1

Al disolver en agua un ácido, este cede protones que acepta el agua, formándose H3O+, por

tanto:

[ H3O+] > [ OH-], y como kw es constante, si [ H3O

+] aumenta, debe de disminuir [ OH-] con

lo que [ H3O+] > 10-7 y [ OH-] < 10-7

Al disolver una base ocurre lo contrario y por tanto [ H3O+]< 10 -7 [ OH-] > 10-7

3.1. Concepto y escala de pH

Vemos que para medir la acidez de una disolución podemos ver cuál es su [H3O+] o de

[OH-], ya que ambas se relacionan a través de Kw.

Sin embargo, para medir la acidez se utiliza el pH, concepto más sencillo de manejar,

introducido por Sörensen el cual lo definió como:

QUÍMICA

2º Bachillerato




pH = - log [H3O +]

Así una disolución neutra tiene pH = 7

Una disolución ácida tiene pH < 7

Una disolución básica tiene pH > 7

De igual modo se define el

pOH = - log [OH-].

Como [H3O+] [OH-] = 10-14, entonces, log [OH-] + log [H3O

+] = -14

De donde se deduce que pH + pOH = 14 a 25 °C.

Como puede observarse en la figura adjunta, la escala de

pH varía entre 0 y 14, correspondiente a disoluciones de [

H3O+] = 1 M y 10-14 M, para concentraciones superiores o

inferiores la escala de pH no sirve y se usan otras, no

obstante esta escala sirve para casi todas las disoluciones

diluidas, ya que la [H3O+] de las disoluciones más

habituales varía entre la del HCl 12 M comercial y la de

10-15 de disoluciones muy básicas que se sale fuera de

escala de pH, en esos casos no se utiliza la [H3O+] sino las

actividades iónicas.

QUÍMICA

2º Bachillerato




PR.2. Calcular el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) 0,055 M de HNO3; b) 0,025 M de

KOH.

Se trata de un ácido y una base fuertes, entonces estarán completamente disociados. En estos casos

podemos despreciar la aportación de H3 O+ y OH- procedentes de la autoprotólisis del agua disolvente,

por ser muy pequeñas frente a los aportados por los solutos.

a) Como el ácido está completamente disociado:

HNO3 + H2O ⇄ NO3- + H3 O+

Entonces, [ HNO3] = [ H3O+] = 0,055 M; por tanto, pH = - log 0.055 = 1,26.

b) Por estar completamente disociada la base:

KOH + H2 O ⇄ KOH2+ + OH-

Entonces: [KOH] = [OH-], por tanto, pOH = - log [OH-] = - log 0,025 M = 1,60., por tanto:

pH = 14 - pOH; pH = 12,40.

A.8 Hallar el pOH de las siguientes soluciones:(Supuestos todos bases muy fuertes.)

a. 1 g. de ácido nítrico por litro.

b. 0,01 g. de hidróxido potásico en 200 ml.

c. 0,001 g de hidróxido de Bario en 25 ml.

A.9.El amoníaco es una base débil cuya constante básica vale aproximadamente 1,8.10-5. Calcular:

a. pH de una solución 0,15 M. de dicha base.

b. El grado de disociación.

A.10. Calcular la concentración de H+, OH-, pH y pOH, en los siguientes casos:

a. De 50 ml de disolución 0,2 M. de ácido nítrico.

b. De 100 ml de disolución 0,2 M de ácido nítrico.

c. De la disolución obtenida diluyendo con agua pura 100 ml de disolución 0,2 M. de ácido

nítrico hasta un volumen de 1 litro.

d. De 50 ml de una disolución 0,5 M de hidróxido sódico.

e. De una disolución obtenida al mezclar 50 ml de ácido clorhídrico 0,2 M con 48 ml de

hidróxido sódico 0,2 M.

QUÍMICA

2º Bachillerato




A.11. Se tienen una disolución acuosa de un ácido monoprotico cuya concentración es 8gr/l. Su masa

molecular es 62 y su grado de disociación 0,3. Calcular:

a. Ka

b. grado de disociación del ácido tras añadir 1 g. de HCl a 100 ml de la anterior solución

(despréciese el aumento de volumen)

c. Concentración del catión H3O+ y el pH de esta última solución.

IV.- INDICADORES.

Para conocer cuál es el pH o mejor dicho el rango de pH en el que se encuentra una disolución

se utilizan indicadores, que son sustancias que presentan características ácido-base, que tienen la

propiedad de que las formas ácida y básica presentan distinto color, y además ambas formas son

débiles, así el equilibrio de disociación de un indicador se puede representar:

𝐻𝐼𝑛 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐼𝑛− + 𝐻3𝑂+

𝑐𝑜𝑙𝑜𝑟 1 𝑐𝑜𝑙𝑜𝑟 2

Por tanto, si la [H3O+] aumenta, entonces el equilibrio se desplaza hacia la izquierda,

prevaleciendo el color 1. Por el contrario, si [H3O+] disminuye el equilibrio se desplaza hacia la

derecha prevaleciendo el color 2.

El equilibrio anterior está caracterizado por una constante:

𝐾 = [𝐼𝑛−] [𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐼𝑛]

El color de la disolución vendrá dado por la relación entre las concentraciones de la forma

ácida o básica o sea por

𝐼𝑛−

𝐻𝐼𝑛=

𝐾𝑖𝑛

[𝐻3𝑂+]

Teniendo en cuenta que el ojo humano distingue un color sobre otro cuando están en

proporción 1:10, entonces verá la forma ácida si:1

10=

𝐾𝑖𝑛

[𝐻3𝑂+] y la forma básica cuando

10

1=

𝐾𝑖𝑛

[𝐻3𝑂+]

Puesto que cada indicador tiene una Kind diferente, el cambio de color se producirá a distinto

pH, lógicamente existe un pH donde se mezclarán ambos colores, esa es la llamada zona de viraje.

Existen distintos tipos de indicadores atendiendo al color:

Indicadores de rango estrecho, si sólo dan un sólo cambio de color.

QUÍMICA

2º Bachillerato




Mezcla de indicadores, como el Universal, que da un color para cada zona de pH, es el papel

indicador.

A.12. ¿Qué es un indicador? ¿Qué es la zona de viraje?

V. DISOLUCIONES DE SALES EN AGUA: HIDRÓLISIS.

Cuando una sal se disuelve en agua, instantáneamente se disocia en sus cationes y aniones,

los cuales pueden presentar propiedades ácido-base, por tanto, según la teoría de Brönsted-Lowry,

reaccionan con el agua, provocando una variación del pH inicial.

Estos procesos se llaman de hidrólisis (ruptura del agua). Veamos los distintos casos que se

presentan según la naturaleza de las sales.

5.1. Sal de ácido y base fuerte.

v.g. ClNa, KNO3 ........

Al proceder el anión y el catión de ácido y base fuertes no tienen tendencia ni a tomar ni a

ceder protones del agua, por tanto, no reaccionan con el agua, lo cual provoca que la disolución

permanece neutra.

5.2. Sal de ácido débil y base fuerte.

v.g. KCN, N2CO3...

Como el catión proviene de una base fuerte, por tanto, será un ácido débil, y no habrá

reacción con el agua.

El anión proviene de un ácido débil, por lo que será una base fuerte, por tanto, tomará

protones del agua.

𝐴𝐵 ⇋ 𝐴− + 𝐵+

𝐴− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻−

Siendo este último el equilibrio es el de hidrólisis.

Como puede observarse al introducir esta sal aumenta la concentración de OH-, lo cual

provoca un aumento del pH.

𝐾ℎ =[𝐻𝐴] [𝑂𝐻−]

[𝐴−]

Si multiplico esta expresión y la divido por [H3O+] queda 𝐾ℎ =

𝐾𝑤

𝐾𝑎

QUÍMICA

2º Bachillerato




v.g. Disolución de KCN.

𝐾𝐶𝑁 ⇋ 𝐶𝑁− + 𝐾+

𝐶𝑁− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻𝐶𝑁 + 𝑂𝐻−

𝑖) 𝑐 0 0

𝑒𝑞) 𝑐 − 𝑐𝛼ℎ 𝑐𝛼ℎ 𝑐𝛼ℎ

𝐾ℎ =(𝑐𝛼ℎ)2

𝑐 − 𝑐𝛼ℎ

De donde puedo conocer 𝛼ℎ y por tanto [OH-], con lo que puedo conocer el pOH y el pH.

En el caso de que el grado de hidrólisis sea pequeño se puede aproximar a lo siguiente:

(𝑐𝛼ℎ)2 =𝑘𝑤

𝑘𝑎 ⟹ 𝛼ℎ = √

𝑘𝑤

𝑐. 𝑘𝑎

5.3 Sal de ácido fuerte y base débil.

Por un razonamiento análogo al anterior:

𝐴𝐵 ⇋ 𝐴− + 𝐵+

𝐵+ + 2𝐻2𝑂 ⇋ 𝐵𝑂𝐻 + 𝐻3𝑂+

Como se puede ver aumenta la concentración de iones oxonio con lo que el pH disminuye.

𝐾ℎ =[𝐵𝑂𝐻] [𝐻3𝑂+]

[𝐵+]

Si multiplico esta expresión y la divido por [OH-] queda 𝐾ℎ =𝐾𝑤

𝐾𝑏

5.4. Sal de ácido y base débiles.

Tanto el catión como el anión hidrolizan.

𝐴𝐵 ⇋ 𝐴− + 𝐵+

𝐴− + 𝐵+ + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐵𝑂𝐻 + 𝐻𝐴

El pH depende de qué hidrólisis se dé más extensamente.

𝐾ℎ =[𝐵𝑂𝐻] [𝐻𝐴]

[𝐵+][𝐴−] [𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−]

[𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−]=

𝐾𝑤

𝐾𝑎𝐾𝑏

A.13. Indica de forma razonada si son ácidas, neutras o básicas cada una de las disoluciones acuosas

de las siguientes sustancias:

Acetato sódico ( CH3-COONa) Cloruro de sodio Cloruro amónico Dióxido de Carbono

A.14. ¿Qué harías para evitar la hidrólisis de una sal de base fuerte u ácido débil?

A.15. Comentar razonadamente la expresión: "Una disolución acuosa de sulfato de sodio tiene un

pH aproximado de 7"

QUÍMICA

2º Bachillerato




VI.- Disoluciones reguladoras, tampones o buffers.

En química y Biología existen ocasiones en las que se hace necesario que el pH permanezca

constante, por ejemplo, la sangre humana debe estar a 7,4 y no variar más de 0,1. Si la variación

es superior a 0,4 puede provocar la muerte. Por ello la sangre va "equipada" con una disolución

tampón.

Las disoluciones tampón están formadas por mezclas de un ácido (o base) débil y su base (o

ácido) conjugada, proporcionada por una sal de ese ácido (o base).

De forma general podemos poner:

𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐴− + 𝐻3𝑂+

𝐴− + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻−

Donde en este equilibrio A- proviene de la disociación de la sal.

Son dos equilibrios que pueden establecerse, pero debido al llamado " efecto del ion común"

el primer equilibrio se retrograda al añadir A- y el segundo lo hace al añadir HA.

Veamos cómo funciona un tampón:

Si se añade ácido al medio aumenta la concentración de iones oxonio, los cuales reaccionan

con A- para formar HA sin disociar, por tanto, el pH no debe alterarse, por tanto, A- es la

reserva alcalina de la disolución.

Si añadimos base aumenta la concentración de OH- , que reaccionan con los H3O+ de la

disociación del ácido y forma agua, por tanto, se disocia HA, con lo que se neutraliza la

entrada de base, por lo tanto, AH es la reserva ácida de la disolución.

Se llama capacidad reguladora de una disolución a la cantidad de base necesaria para que

aumente una unidad de pH el de la disolución reguladora.

6.1. Cálculo del pH de un tampón.

Sea el tampón AH / ANa

En disolución se establecen los siguientes equilibrios:

𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇋ 𝐴− + 𝐻3𝑂+

+ 𝑁𝑎𝐴 ⇋ 𝐴− + 𝑁𝑎+

En estas condiciones se puede establecer lo siguiente:

[AH] = [ácido], por el efecto del ion común.

[A-] = [sal], por encontrarse totalmente disociada.

Y, por tanto:

QUÍMICA

2º Bachillerato




𝐾ℎ =[𝐴−][𝐻3𝑂+]

[𝐻𝐴] [𝑆𝑎𝑙][𝐻3𝑂+]

[á𝑐𝑖𝑑𝑜]

Y, por tanto:

[𝐻3𝑂+] = 𝐾𝑎 [á𝑐𝑖𝑑𝑜]

[𝑆𝑎𝑙] ⟹ 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 − log

[á𝑐𝑖𝑑𝑜]

[𝑆𝑎𝑙]

Por lo que puede verse que el pH depende de la relación entre las concentraciones del ácido

y la sal, la cual varía al añadir ácido o base.

A.16. Sabiendo que el pka del par acético/acetato, vale 4,75, calcular el pH de una disolución que

contiene 0,41 g de acetato sódico por cada 200 ml.

A.17.Tenemos 1 litro de una disolución que es 0,3 M en amoníaco y 0,5 M en cloruro amónico. Calcula:

a. El pH de la disolución.

b. El pH después de añadir 10 ml de HCl 0,1 M.

c. El pH resultante si a 1 litro de tampón se le añaden 10 ml de NaOH 0,1 M.

(Kb= 1,8.10-5)

VII.- VOLUMETRÍAS ACIDO BASE.

Son técnicas analíticas usadas para medir las concentraciones de disoluciones ácidas

(acidimetría) o básicas (alcalimetría). La técnica consiste en añadir a un volumen conocido de

disolución problema una cantidad de una solución cuya concentración es perfectamente conocida

(valorada), produciéndose un cambio químico en la disolución a valorar. Para ello es preciso:

1. Disponer de solución valorada.

2. Sistema indicador que ponga de manifiesto el punto final, normalmente es un indicador que

cambia de color en el punto final.

3. Utillaje para medidas de volumen: pipetas, buretas etc.

4. Reacción entre valorante y valorado rápida.

7.1. Cálculos estequiométricos.

Cuando se neutraliza toda la muestra por el agente valorante, se ha llegado al punto de

equivalencia, el cual se pone de manifiesto por el viraje del indicador. En este punto los moles de

H3O+ y de OH- han de ser los mismos.

Supongamos:

QUÍMICA

2º Bachillerato




c la concentración del ácido valorante

V (ml) el volumen añadido hasta viraje

n el número de moles de H3O+ por cada mol de ácido.

c´́ será la concentración de la base valorada

V´ (ml) volumen de base valorada

n´ el número de OH- por cada mol de base

Entonces:

𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻3𝑂+ = 𝑐 (𝑚𝑜𝑙 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜)

1 (𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)𝑉 (𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)

𝑛 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻3𝑂+)

1 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜)

Esta cantidad debe ser igual al nº de moles de OH- presentes en la muestra:

𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻− = 𝑐´ (𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑎𝑠𝑒)

1 (𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)𝑉´ (𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛)

𝑛´ (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂𝐻−)

1 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒)

Por tanto, en el punto de equivalencia c.n.V = c´. n´. V´

7.2. Curvas de valoración.

Si representamos el pH de la disolución valorada frente al volumen añadido de valorante,

obtenemos curvas de valoración, cuya forma depende de las sustancias valorantes y valoradas.

Como puede observarse en la figura (nótese el cambio de color del indicador):

Al valorar un ácido fuerte con una base fuerte (HCl con NaOH), el pH es aproximadamente

constante durante la adición de valorante, pero en el punto de equivalencia existe un brusco salto

de pH teniendo un amplio rango de viraje.

QUÍMICA

2º Bachillerato




** Valoración de un ácido débil con una base fuerte o de una base fuerte con un ácido débil.

El ácido es débil (o la base) y al añadir base (o ácido) fuerte se forma una sal que con el

ácido (o la base) forma un tampón, cuyo pH cambia muy lentamente por lo que las curvas de

valoración no tienen un salto tan brusco. Además, ha de tenerse en cuenta que el punto de

equivalencia estará en zona básica (o ácido) ya que tendremos una sal de ácido (o base) débil y

base (o ácido) fuerte que producirá hidrólisis lo cual eleva el pH, por tanto, el punto de equivalencia

no se da a pH 7 puesto que la zona de viraje es muy estrecha, por tanto, la elección del indicador

es delicada.

** Valoración de un ácido poliprótico

Se producen tantos saltos como protones tiene el ácido:

QUÍMICA

2º Bachillerato




A.18. En una reacción de neutralización ¿Cuándo se alcanza el punto de equivalencia?

A.19. Se mezclan 75 ml de una disolución de HCl 0,2 M, con 50 ml de otra solución también de HCl

0,5 M. Con la disolución resultante se valoran 20 ml de una solución de NaOH empleándose 25 ml.

¿Cuál es la molaridad de la solución de NaOH?

A.20. Se disuelven 0,2 g. de carbonato de magnesio impuro en 50 ml de HCl 0,1 M. La disolución se

hierve para eliminar el CO2 formado. Al valorar el resto de ácido se consumen 5 ml de NaOH 0,1M.

Calcular la pureza del carbonato magnésico, suponiendo que las impurezas no intervienen en el

proceso.

A.21. Calcular:

a. Los ml de solución de NH3 del 13,14% en peso, la densidad de la cual es de 0,946 gr/ml,

necesarios para preparar 1 litro de una solución cuyo pH sea 10.

b. Los gramos de NaOH necesarios para preparar 1 litro de disolución del mismo valor de pH.

c. El volumen de solución de HCl 10-3 M necesario para valorar hasta el punto de equivalencia

100 ml de cada una de las disoluciones anteriores.

Datos Kb (NH3) = 1,8. 10-5

A.22. La densidad de un vinagre comercial (5% en peso de acético), es de 1,0055 gr/cm3.

a. Expresar la concentración del soluto en molaridad y fracción molar.

b. ¿Qué volumen de hidróxido sódico 0,5 M. se necesitará para neutralizar 250 ml del

mencionado vinagre?

A.23. Un despistado químico necesitaba 900 ml de una solución de ácido clorhídrico de un pH = 0,1

tenía un frasco con 500 ml de ácido clorhídrico 0,1 M. y por equivocación añadió 400 ml de NaOH

0,1 M.

a. ¿Qué tipo de reacción ocurrió?

b. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante?

c. ¿Cuántos ml de ácido acético puro se necesitarían para preparar medio litro de disolución

con ese pH resultante?

Datos: ka (acético) 1,8.10-5, Densidad del acético = 1,049 g/ml.

QUÍMICA

2º Bachillerato




Relación QS–5: EJERCICIOS PROPUESTOS EN

SELECTIVIDAD.

✎ 1.- En una disolución diluida de ácido fuerte, HX, indique, razonadamente, si las siguientes

afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. Hay especies X-, H3O+, y HX en concentraciones apreciables.

b. Hay especies HX en mayor proporción que X- y H3O+

c. La disociación es total.

✎ 2.- El ácido acético, CH3- COOH, tiene una constante de acidez ka = 1,86. 10-5

a. Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución 0,05 M de ácido acético.

b. ¿Qué concentración debería tener una disolución de HCl para que el pH fuera igual

al de la disolución anterior?

✎ 3. - Indique, según el concepto de Brönsted-Lowry, cuáles de las siguientes especies son

anfóteras. Explique, brevemente, la razón de la elección:

a) S2-; b) H2PO4- c) H2CO3

✎ 4.- Al valorar una disolución de ácido acético, 0,1 M con otra de hidróxido de sodio 0,1 M, ya

que se trata de una reacción entre ácido débil y una base fuerte, diremos que en el punto de

equivalencia:

a. El pH resultante es 7.

b. El pH de la disolución resultante es básico.

c. El pH de la disolución resultante es ácido.

Justifique las respuestas.

✎ 5.- Complete los siguientes equilibrios entre pares ácidos y bases conjugadas de Brönsted y

Lowry de tal forma que el primer compuesto, en cada lado de la ecuación, sea un ácido:

a. H2CO3 + H2 O ⇆ +

+ H2 O ⇆ + SO4-2

b. NH4+ + ⇆ H2 O +

c. H2 O + CN- ⇆ +

QUÍMICA

2º Bachillerato




✎ 6.- El pH de un litro de disolución acuosa de NaOH es 13.

a. Calcule los gramos de NaOH utilizados para su preparación.

b. ¿Qué volumen de agua habría que añadir a un litro de la disolución anterior para que se pH

sea 12?

✎ 7.- Realice lo siguiente:

a. Proponga las bases conjugadas de las siguientes especies químicas: NH4+, H2 O, HCO3

-.

b. Indique el modelo teórico en que se basa su respuesta.

✎ 8.- En base a la teoría de B-L, razone si son ciertas o falsas las siguientes proposiciones:

a. Un ácido reacciona con su base conjugada, formando la sal correspondiente y agua.

b. La base conjugada de un ácido débil es una base fuerte.

c. La diferencia entre un ácido y su base conjugada es un protón.

✎ 9.- Se disuelven 0,6 g de hidróxido de sodio impuro en 100 ml de agua (suponga que no hay

variación de volumen)

a. Calcule la riqueza del hidróxido, si 10 ml de la disolución han sido neutralizados por 20 ml

de otra disolución 0,05 M de un ácido monoprótico.

b. Cuántos ml de la disolución de hidróxido de sodio se necesitan para preparar medio litro de

otra disolución 5. 10 -3 M.

✎ 10.- Clasifique las especies químicas como ácidos o como bases de B-L

NH3, H2PO4-, SO4

-, ClO-, NH2-

Formule las ecuaciones en las que se basa su clasificación.

✎11.- Realice lo siguiente:

a. Calcule el volumen de una disolución de NaOH 0,2 M que habrá que añadir a 20 ml de una

disolución 3 M de H Cl para conseguir su neutralización.

b. Calcule la concentración molar de iones cloruro una vez alcanzada la neutralización.

(Supóngase que los volúmenes son aditivos)

✎12.- Dadas las siguientes sales: NH4Cl; KCl, KCN.

a. Indique si al disolverse en agua producirán disoluciones neutras, ácidas o básicas.

b. Formule las reacciones en las que se basan sus respuestas.

Datas: Ka (HCN)= 4.10-10; kb (NH3) = 1,8. 10-5.

QUÍMICA

2º Bachillerato




✎ 13.- A una disolución acuosa de amoníaco se le adiciona cloruro de amonio. Indique,

razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a. El grado de disociación del amoníaco disminuye.

b. EL grado de disociación del amoníaco permanece constante.

c. El pH de la disolución aumenta.

✎14.- Razone que ocurrirá con el pH cuando:

a. Se añade agua a una disolución de ácido fuerte.

b. Se añade agua a una disolución de una base fuerte.

tema 5: reacciones de equilibrio Ácido base...

Documents