TEMA 7

ÁCIDOS Y BASES

7.1. Concepto de ácido y base

Teoría de Arrhenius

Teoría de Brönsted-Lowry

- Pares ácido-base conjugados

7.2. Fuerza relativa de los ácidos. Contantes y grado de disociación

7.3. Equilibrio iónico del agua

7.4. Concepto, cálculo y medida de pH. Importancia del pH

7.5. Reacciones de neutralización. Punto de equivalencia

7.6. Volumetrías ácido-base. Aplicaciones

7.7. Sales en disolución acuosa. Hidrólisis

7.8. Ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana: amoniaco, ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. Lluvia ácida

- Problemas 1 a 5.

ÍNDICE

Teoría de Arrhenius

Ácido: Sustancia que en disolución acuosa da H+ (o H3O+)

HCl H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que en disolución acuosa da OH-

NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

• Limitaciones:

- Sustancias con propiedades básicas que no contienen

iones hidroxilo (p.ej.: NH3 aq.)

- Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

7.1 Concepto de ácido y base

Teoría de Brönsted-Lowry

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder H+ (o H3O+)

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia

de un protón

Pares ácido-base conjugados

base 1ácido 1 base 2 ácido 2

· Ventajas: - Ya no se limita a disoluciones acuosas- Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

Sustancia anfótera: puede actuar como ácido o como base, p.ej. H2O, HCO3

– y HS– (p.ej. 2 HCO3– H2CO3 +

CO32–)

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio en disolución acuosa

HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)

Caso extremo de un ácido fuerte: se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka ® ¥) P.ej. HCl, HNO3, HClO4

7.2 Fuerza relativa de los ácidos. Constantes de disociación

Grado de disociación α

Para las bases es similar: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

[B]

]][OH[BHKb

-

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)

Caso extremo de una base fuerte: se encuentra totalmente disociada

(Kb >> 1, Kb ) P.ej. NaOH, KOH

HA + H2O A– + H3O+

conc. inicial: c -- --conc. eq.: c(1-α) c·α c·α

-

-1

·c

]HA[

]OH][A[K

23

a

BOH B+ + OH–

-

-1

·c

]BOH[

]OH][B[K

2

b

Define el carácter débil o fuerte de un electrolito

Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) H3O

+ (aq) + OH- (aq)

- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH-]

Tomando logaritmos y cambiando el signoProducto iónico del agua,

a 25ºC, Kw = 10-14

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-]

Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O

+] = [OH-] = 10-7 pH = 7

Disolución neutra

Disolución ácida: [H3O

+] > [OH-]pH < 7

Disolución básica: [H3O

+] < [OH-]pH > 7

7.3 Equilibrio iónico del agua7.4 Concepto, cálculo y medida de pH. Importancia del pH

Reacciones ácido-base: neutralización H+(ac) + OH¯(ac) H2O

Nácido·Vácido = Nbase·Vbase

P. ej. HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)

Determinación de la concentración de un ácido o de una base en una disolución problema VALORACIÓN ÁCIDO-BASE (volumetría)

Disolución de concentración de base (o ácido) conocida +

Disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida

Medida del volumen de la disolución de base (o ácido)necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base).

Neutralización completa: PUNTO DE EQUIVALENCIA

7.5 Reacciones de neutralización. Punto de Equivalencia7.6 Volumetrías ácido-base. Aplicaciones

¿Cuándo se ha llegado al punto de equivalencia?

Curva de valoración: Representación del pH en función delvolumen añadido

Punto de equivalencia (punto final de la valoración): punto de inflexión de la curva de valoración

Punto deequivalencia

Volumen de base

pH

P.ej.

¿pH del punto de equivalencia?

• Si se valora ácido fuerte con base fuerte (o al revés) Þ pH = 7• Si se valora ácido débil con base fuerte Þ pH > 7• Si se valora base débil con ácido fuerte Þ pH < 7

¿Cómo se sabe que se ha llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración?

Mediante un indicador apropiado

Cambia de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia

(También se puede emplear p. ej. un pH-metro)

Disolución neutra

i) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte

Disoluciones de sales Carácter ácido, básico o neutro

Dependiendo de si alguno de los iones procedentes de la disociación de dicha sal reaccionan con el agua HIDRÓLISIS

P.ej.

Procede de una base fuerte (NaOH)No se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl)No se hidroliza

NaCl (s) H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

7.7 Sales en disolución acuosa. Hidrólisis

ii) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

Disolución ácida

P.ej.

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base débil (NH3)

Se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl)No se hidroliza

)NH(K

K)NH(K

][NH

]O][H[NHK

3b

w4a

4

33h

NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O

+ (aq)

iii) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte

P.ej.

Procede de un ácido débil (CH3COOH)Se hidroliza

Procede de una base fuerte (NaOH)No se hidroliza

CH3COONa (s)

H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

)COOHCH(K

K)COOCH(K

]COO[CH

]COOH][OH[CHK

3a

w3b

3

3h -

-

-

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

Disolución básica

iv) Sales procedentes de ácido débil y base débil

P.ej.NH4CN (s)

H2O NH4

+ (aq) + CN- (aq)

Procede de una base débil (NH3)Se hidroliza

Procede de un ácido débil (HCN)Se hidroliza

- Para este caso, NH4CN disolución básica

Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácidaSi Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básicaSi Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra

- Si fuese NH4CH3COO disolución neutra

Algunos usos de ácidos y bases son:

Ácido sulfúrico H2SO4. Presente en las baterías de automóviles.

Ácido nítrico HNO3. Se emplea en la fabricación de explosivos y fertilizantes.

Ácido clorhídrico HCl. Forma parte de los jugos gástricos (líquidos digestivos del estómago) y usado en limpieza y en los laboratorios.

• Otros ácidos muy utilizados: ácido acético (en el vinagre), ácido acetilsalicílico (aspirina, analgésico), ácido ascórbico (vitamina C), ácido cítrico (en el jugo de limón y otros cítricos), ácido bórico (antiséptico e insecticida), ácido carbónico (fabricación de bebidas carbonatadas).

Amoníaco NH3 o NH4OH. Limpiadores domésticos en solución acuosa.

• Otras bases muy utilizadas: hidróxido de sodio (sosa cáustica, limpiador de tuberías y hornos y para pinturas), hidróxido de calcio (cal apagada, utilizada en construcción), hidróxido de magnesio (antiácido y laxante), hidróxido de potasio (jabón suave).

7.8 Ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana: amoniaco, ácidos sulfúrico,

nítrico y clorhídrico. Lluvia ácida

LLUVIA ÁCIDA

La lluvia ácida es causada por la quema de los combustibles fósiles-carbón y petróleo- de las centrales eléctricas, las calderas industriales y los vehículos.

¿Cómo se produce?

El dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno, reaccionan con el agua que se encuentra en la atmósfera, formando ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente.

Estas partículas pueden ser transportadas por el viento, que al cabo de días o semanas precipitan en forma de lluvia ácida sobre la vegetación, y se filtran por el suelo, lo que provoca una lenta deforestación.

Problema 1. Una disolución acuosa 0,1 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un pH de 4,8. Calcule:a) Las concentraciones en el equilibrio de todas las especies presentes en la disolución.b) La constante de ionización de HA y su grado de ionización en tanto por ciento.

a) HA H+ + A– (o también HA + H2O H3O +

+ A–)(0,1 – x) x xx = [H+] = 10–4,8 = 1,58·10–5 M; [H+] = [A–] = 1,58·10–5 M[HA] = 0,1 – 1,58·10–5 M 0,1 M; [OH–] = Kw / [H+] = 1·10–14 / 1,58·10–5 = 6,33·10–10 M

b) Ka = (1,58·10–5)2 / 0,1 = 2,5·10–9;Grado de ionización = 1,58·10–5 × 100 / 0,1 = 0,0158 %

Problema 2. Se tiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,3.a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen de la misma es de 250 mL.b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 mL de la disolución anterior.c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de sodio 10–3 M a 25 mL de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos.Datos. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1

a) HNO3 NO3– + H+ (o también HNO3 + H2O NO3

– + H3O+)

[NO3–] = [H+] = 10–2,30 = 5·10–3 M; moles NO3

– = 5·10–3 × 0,250 = 1,25·10–3

b) Estequiometría NaOH:HNO3 1:1moles NaOH = moles HNO3 = 5·10–3 × 0,025 = 1,25·10–4

masa NaOH = 1,25·10–4 × 40 = 5·10–3 gc) Moles NaOH = 0,001 × 0,025 = 2,5·10–5; moles HNO3 = 5·10–3 × 0,025 =

1,25·10–4

moles HNO3 exceso = 1,25·10–4 – 2,5·10–5 = 1·10–4

[H+] = 1·10–4 moles / 0,050 L = 0,002 M; pH = – log[H+] = 2,7

Problema 3. Se dispone de una disolución acuosa que en el equilibrio tiene una concentración en protones de 10–3 M y que contiene, entre otras especies, ácido fórmico (ácido metanoico) en concentración 0,2 M. a) Calcule qué concentración de ion formiato tiene dicha disolución.b) Calcule la constante de basicidad del ion formiato o metanoato ¿Es una base débil o fuerte?c) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0,1 M habría que tomar para preparar 100 mL de una disolución del mismo pH que la disolución 0,2 M de ácido fórmico.Dato: Ka ácido fórmico = 2·10–3

a) HCOOH + H2O H3O+ + HCOO–

Ka = [HCOO–] [H3O+ ] / [HCOOH]; 2·10–3 = [HCOO–] × 10–3 / 0,2; [HCOO–] =

0,4 M

b) Kb = Kw / Ka= 1·10–14 / 2·10–3 = 5·10–12

Kb es muy baja, luego el ion formiato es una base muy débil

c) HCl H+ + Cl– ; [H+]= 10-3 M; luego pH = 3

c·V = c´·V´; V·0,1 = 100·10– 3; V = 1 mL

Problema 4. Calcular el volumen de una disolución de hidróxido de sodio 2,5 M necesario para neutralizar 10 mL de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL.Datos. Masas atómicas: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1

NaOH → Na+ + OH–; [OH–] = [NaOH]inicial = 2,5 M; moles OH– = 2,5 × V NaOH

H2SO4 + 2 H2O → SO42– + 2 H3O

+ (aunque su segunda disociación no es total)

[H2SO4] = (96 × 1840 / 100 × 98) / 1 = 18,0 M[H3O

+] = 2 × [H2SO4]inicial = 2 × 18,0 = 36,0 Mmoles H3O

+ = 36,0 × 0,01 L = 0,36Para la completa neutralización: moles H3O

+ = moles OH– ; 0,36 = 2,5 × V

NaOH

V NaOH = 0,144 L

Problema 5. Calcular el pH de las disoluciones resultantes al diluir a un volumen de 100 mL las siguientes disoluciones:a) 25 mL de una disolución de NaOH 0,5 Mb) 10 mL de una disolución de acetato sódico 1,0 MDato: Ka ácido acético = 1,8·10–5

a) Moles NaOH = 0,5 M × 0,025 L = 0,0125; por ser base fuerte está totalmente disociada NaOH → Na+ + OH– ; [OH–] = [NaOH] inicial = 0,0125 moles / 0,1 L = 0,125 MpOH = – log [OH–] = 0,9; pH = 14 – pOH = 13,1

b) Moles NaCH3COO = 1,0 × 0,010 L = 0,01; [NaCH3COO] = 0,01 moles / 0,1 L = 0,1 M

La sal disuelta, está totalmente disociadaNaCH3COO → CH3COO– + Na+; [CH3COO–] = 0,1 MNa+, por proceder de una base fuerte, es estable frente al agua y no reacciona, pero el CH3COO– procede de un ácido débil, reacciona con el agua para dar de nuevo el ácido del que procede: CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– ; Kb = Kw / Ka= 1·10–14 / 1,8·10–5 = 5,56·10–10

(0,1 – x) x x5,56·10–10 = x2 / (0,1 – x)⇒ x = [OH–] = 7,4·10–6 M ; pOH = 5,13; pH = 14 – pOH = 8,87