ut7, Ácidos y bases, tema

UT- 7: EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE.

1. TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA.

A finales del siglo pasado un químico sueco, S. Arrhenius, formuló por primera vez una teoría de la disociación iónica que representó una espectacular novedad en la química de las disoluciones. En la actualidad aquella teoría inicial se mantiene a grandes líneas, si bien se han introducido algunas modificaciones. Fundamentalmente, ésta teoría tal como hoy la admitimos, incluye los conceptos que a continuación se exponen.

Electrólitos fuertes, electrólitos débiles y no electrólitos

Es sabido que el agua esencialmente es un mal conductor de la electricidad; pues bien, hay compuestos químicos que al ser disueltos en ella la convierten en un excelente conductor (como NaCl, HCl, etc.); otros solutos sólo acrecientan débilmente su conductividad (como CH 3COOH, NH3, etc.), mientras otros no la mejoran ni ligeramente (glucosa, urea, etc.).

Estos hechos han llevado a clasificar los solutos acuosos en tres categorías, respectivamente: electrólitos fuertes, electrólitos débiles y no electrólitos.

Clases de electrólitos fuertes

Los electrólitos fuertes en disolución acuosa se encuentran totalmente disociados en iones, es decir, en átomos o grupos de átomos dotados de cargas positivas (a los que se denomina cationes) o negativas (a los que se llama aniones). Ahora bien, es preciso distinguir claramente dos situaciones bien diversas entre los electrólitos fuertes: de un lado, los compuestos iónicos (como NaCl, CuSO4, MgCl2, etc.) ya en estado sólido, están constituidos exclusivamente por iones que se sitúan en los nudos de la red cristalina característica del compuesto; estos iones que en la red sólida están firmemente unidos por fuerzas electrostáticas se disocian unos de Otros al ser introducido el compuesto en un disolvente de las peculiares características físicas y químicas del agua.

La disociación del NaCl que tiene lugar cuando el sólido se disuelve en el agua se puede representar mediante la ecuación:

H2O Na+ Cl-

(s) Na+ (ac) + C1-(ac)

donde los símbolos (s) y (ac) significan que el sólido (s) produce iones en solución acuosa (ac) que se rodean por moléculas de agua y se denominan iones hidratados.

Existe un segundo tipo de electrólitos fuertes: se trata de compuestos que en su estado puro, antes de ser disueltos en agua, carecen de iones. Son compuestos en cuyas moléculas los átomos se unen por enlaces covalentes y que al disolverse en el agua reaccionan con ella produciendo los iones. Así sucede con el HCl, H2SO4, NH3, CH3COOH, etc. Se trata de ácidos y. bases cuya reacción con el agua será formulada más abajo debidamente en términos de la teoría de Brönsted-Lowry. Provisionalmente, se puede formular, por ejemplo, la ecuación para la ionización o disociación del HCl, así:

H2O HCl(g) H+

(ac) + Cl-(ac)

donde el símbolo (g) significa que el HCl es un gas en su estado puro, antes de ser disuelto en el agua.

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Las dos clases de electrólitos fuertes que se han descrito experimentan en el agua una disociación total. (Así un mol de HCl produce en el agua un mol de H+ y un mol de Cl-.)

Compuestos tales como NaCl, HCl, H2SO4, NaOH, etc., que en disolución acuosa están prácticamente disociados al 100 % se dice que son electrólitos fuertes.

Electrólitos débiles

Hay otros compuestos que no experimentan en el agua más que una disociación parcial. Esta limitada extensión de la disociación jónica se debe a que sólo una pequeña fracción de moléculas del soluto reacciona con el agua. Ahora bien, es de sumo interés destacar el hecho de que las concentraciones de las moléculas no disociadas y de las especies jónicas presentes en la disolución electrolítica, se mantienen constantes.

Esta situación tan peculiar ya ha sido caracterizada anteriormente como un equilibrio químico. Aquí se trata de un equilibrio de disociación jónica. Por ejemplo, la disociación parcial del ácido acético puede formularse provisionalmente como sigue:

H2OCH3COOH (1) CH3COO- (ac) + H+

(ac)

donde (1) significa que el ácido acético puro, antes de su disolución en el agua, es un líquido. Esta formulación debe recordarnos que en realidad se trata de dos reacciones que están sucediendo con la misma rapidez en la disolución: las moléculas que reaccionan con el agua para dar iones y éstos que reaccionan entre si para formar moléculas.

Estos electrólitos que experimentan en disolución acuosa una disociación parcial son denominados electrólitos débiles. De este tipo son, además del ácido acético, el ácido fórmico (HCOOH), el NH3, HClO, HNO2, etc. La magnitud de la disociación iónica de estos electrólitos se denomina , grado de disociación.

Se pueden resumir en la tabla 4.1 los casos estudiados incluyendo algunos ejemplos.

Tabla 4.1 Electrólitos y no electrólitosElectrólitos fuertes Electrolitos débiles No electrólitos

Compuestos iónicos Compuestos covalentesNaCl

CuSO4

KOHNaOHKBr

HClH2SO4

HNO3

HIHClO4

CH3COOHNH3

HNO2

HClOHgCl2

C6H6 bencenoC6H12O6 glucosa

C12H22O11 sacarosaCO(NH3)2 urea

C3H6O3 glicerina

Interés de la teoría de la disociación iónica.

La teoría de la disociación iónica justifica cuestiones importantes como la conductividad de las disoluciones electrolíticas, o el hecho de que unas disoluciones presenten mayor conductividad que otras (en razón del mayor o menor número de iones presentes.) También proporciona dicha teoría los fundamentos para la comprensión de la naturaleza de las distintas clases de reacciones químicas en disolución (reacciones ácido-base, reacciones de oxidación-reducción, etc.) y justifica las desviaciones observadas en las propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas.

Atracciones interiónicas

Es explicable que las disoluciones acuosas de los electrólitos débiles presenten distinta conductividad eléctrica en función del grado de disociación. Pero parece extraño que las disoluciones concentradas de los electrólitos fuertes (totalmente disociados) ofrezcan una conductividad y unos

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valores de sus propiedades coligativas menores que los esperados, dando la impresión de que la disociación no fue completa. La explicación actual parte de suponer que cada ion se rodea de otros iones de signo contrario, lo que produce una disminución de la independencia y movilidad del ion central. Este efecto aumenta con la concentración de la disolución.

2. REACCIONES IÓNICAS.

Siendo la disociación iónica un proceso que tiene lugar para un número muy amplio de compuestos químicos que incluye fundamentalmente sales, ácidos y bases, cabe preguntarse qué sucederá al mezclar dos disoluciones electrolíticas. Realmente se dan muy diversas situaciones y una buena parte de ellas será objeto de estudio en éste y en los dos temas siguientes. Aquí se aludirá sólo a la forma de presentar este tipo de reacciones y se ofrecerán algunos ejemplos.

Si se mezcla una disolución acuosa de NaCl con otra de AgNO3 en razón molar 1:1 aparece un precipitado blanco de AgCl y queda una disolución de NaNO3. Aquél puede separarse fácilmente por filtración, pero la separación de éste requiere la evaporación del agua de la disolución. Se puede formular la reacción, en una primera aproximación, como una ecuación molecular:

NaCl (ac) + AgNO3 (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)

Pero es más acorde a la realidad hacer constar la disociación de los compuestos que verdaderamente se disocian, es decir:

Na+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3

- (ac) AgCl (s) + Na+ (ac) + NO3- (ac)

que es una ecuación iónica. En ésta se observa que los iones Na+ y NO3- no experimentan cambio

alguno en el curso de la reacción; a este tipo de iones que propiamente no intervienen en la reacción suele llamárseles iones espectadores, por lo que es normal no hacerlos constar en la ecuación. De este modo se tiene la ecuación iónica neta:

Cl- (ac) + Ag+ (ac) AgCl (s)

que tiene la ventaja de ser una reacción general que predice que siempre que mezclemos dos disoluciones que proporcionen iones Cl- y iones Ag+ habrá formación de AgCl.

Las reacciones iónicas que, como la anterior, dan lugar a la formación de un compuesto poco soluble son las reacciones de precipitación. La formación de un precipitado (cuyo estudio será abordado en el tema 5) es, pues, un criterio para predecir si una reacción entre compuestos disociados tendrá lugar o no, ya que debe pensarse que no todas las mezclas de disoluciones electro líticas experimentan reacción química. Por ejemplo, ¿qué sucede si se mezclan disoluciones de KCI y NaNO3? Podría pensarse que se producen KNO3 y NaCl, pero estos compuestos son también solubles y disociables y, por tanto, se debe escribir así la ecuación correspondiente:

K+ (ac) + Cl- (ac) + Na+ (ac) + NO3- (ac) K+ (ac) + NO3

- (ac) + Na+ (ac) + Cl- (ac)

donde todos los iones se mantienen como espectadores y no ha habido otro cambio que la simple mezcla física de las dos disoluciones.

En otras reacciones iónicas tiene lugar la formación de un gas molecular poco soluble en el agua; apenas su solubilidad se sobrepasa, escapa de la solución. El gas puede formarse directamente en la reacción, como sucede en:

2 HCl + Na2S H2S (g) + 2 NaClcuya reacción iónica neta es:

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2 H+ + S2- H2S (g)

En otros casos el gas formado procede de la descomposición de un producto de la reacción, como en el siguiente ejemplo:

Na2CO3 + 2 HCl H2CO3 + 2 NaClH2CO3 H2O + CO2 (g)

Ecuación jónica neta:

CO2- + 2 H+ H2O + CO2 (g)

Existen otras clases de reacciones iónicas pero debe prestarse especial atención a dos de ellas de suma importancia en la química. Se trata de las reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones, y de las reacciones de oxidación-reducción, o de transferencia de electrones. En el presente tema se dedicará algún espacio a las primeras y el estudio de las últimas será abordado en los temas siguientes.

3. TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRÓNSTED-LOWRY.

En su teoría de la disociación jónica Arrhenius incluyó los conceptos de ácido y base. Un ácido debería sus propiedades características a la disociación de iones H+ en solución acuosa, mientras la base debería las suyas a la disociación de iones hidróxido OH- en el agua.

En 1923, Brónsted y Lowry dieron independientemente una teoría más amplia. Ácido es toda especie química capaz de ceder un protón a otra especie. (El protón es el ion hidrógeno, H+). Base es la especie química capaz de aceptar el protón del ácido.

La reacción por la que el ácido cede el protón a la base es, en principio, reversible de modo que las especies formadas, mediante una nueva cesión del protón, podrían regenerar el ácido y la base primitivos. Por ejemplo: HCl + H2O H3O+ + Cl-

El HCI es el dador de iones H~ mientras que el aceptor (la base) es el H 2O que se convierte en el ion H3O+ (es decir, el ion H+ hidratado).

HCl y Cl- constituyen un par conjugado ácido-base. El ion Cl- es la base conjugada del ácido HCl, H2O y H3O+ constituyen otro par conjugado ácido-base; el H2O es la base conjugada del ácido H3O+.

Un par conjugado está formado, como se ve, por dos especies químicas que difieren sólo en la posesión del ion H+. El ácido, al ceder el H+, se convierte en su base conjugada y la base, al aceptarlo, se convierte en su ácido conjugado.

En general:HA + B BH+ + A-

ácido (1) base (2) ácido (2) base (1)

La neutralización significa aquí la reacción entre un ácido y una base para dar la base y el ácido conjugados, respectivamente.

En esta teoría los ácidos y las bases pueden ser moleculares (neutros), catiónicos o aniónicos. Por otra parte, se comprende que el carácter ácido o básico debe ser relativo; es decir, que una especie

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puede ser ácido en determinada reacción, mientras en otra actúa como base. Por ejemplo, el agua es base frente al HCI pero es ácido frente al amoníaco (¡que no es una base para Arrhenius!).

H2O + NH3 NH4+

+ OH-


Todas las reacciones ácido-base pueden ser consideradas, en principio, como sistemas en equilibrio. La extensión del desplazamiento de éste en uno u otro sentido depende de la fuerza de los ácidos y de las bases presentes en el mismo.

La fuerza de un ácido viene dada en esta teoría por su tendencia a ceder el H+ y la fuerza de la base, por su tendencia a aceptarlo. Por ejemplo, en la reacción ácido-base:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

se sabe que el equilibrio está fuertemente desplazado hacia la derecha ya que se comprueba (por ejemplo, por medida de la conductividad de la disolución) que el HCI está prácticamente disociado por completo. Esto quiere decir, de un lado, que el HCl es un ácido más fuerte que el H3O+ (ya que es mejor dador de iones H+) y, por otro lado, que el H2O es mejor aceptor de iones H+ que el Cl-, luego es una base más fuerte que ésta.

Consideremos otro ejemplo. El equilibrio:

HF + H2O H3O+ + F-

está muy poco desplazado hacia la derecha, lo que sugiere que el HF es un ácido débil y, por comparación con el ejemplo anterior, que el HCl es mejor dador de H+ a la base H2O que el HF, por lo que decimos que el HCl es un ácido más fuerte que el HF.

Operando de este modo, se ha establecido una escala de la fuerza relativa de los ácidos midiendo su tendencia a dar el H+ a una misma base de comparación. En la tabla 4.2 constan algunos ácidos ordenados por su fuerza relativa y sus bases conjugadas, cuya variación de fuerza relativa discurre en sentido contrario; es decir, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.

Tabla 4.2 Algunos ácidos y bases según Brünsted-Lowry Acido Base conjugada

Sentido creciente de la fuerza de los ácidos

HClO4 ClO4-

H2SO4 HSO4-

HCl Cl-

HNO3 NO3-

H3O+ H2OHSO4

- SO42-

HF F-

CH3COOH CH3COO-

H2S HS-

NH4+ NH3

HCO3- CO3

2-

H2O OH-

HS- S2-

OH- O2-

Sentido creciente de la tuerza de las bases

En realidad debe aclararse que, frente al agua (un disolvente demasiado básico) los primeros ácidos de la tabla 4.2 se manifiestan igualmente fuertes, disociándose totalmente en ella. Pero el uso de otro disolvente (como el ácido acético) menos básico, permite establecer el orden propuesto.

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Puede apreciarse en esta tabla que los ácidos y las bases pueden ser moleculares, catiónicos o aniónicos, como antes se indicó. Cuando se hable más adelante de que un determinado ion tiene, por ejemplo, carácter ácido, debe tenerse presente lo que significa tal expresión en términos de la teoría de Brónsted.

4. DISOCIACIÓN DEL AGUA. PRODUCTO IÓNICO. ESCALA DE PH.

Al estudiar la teoría de Brónsted-Lowry se ha visto que el agua puede actuar como ácido o como base. Precisamente en función de ese doble carácter se interpreta la reacción de disociación del agua (una verdadera autoionización).

H2O + H2O H3O+ + OH-


Una molécula de agua, ácido (1), da un ion H+ a otra, base (2), apareciendo la base y el ácido conjugados, respectivamente. La constante de equilibrio viene dada por:

[H3O+] [OH-]K = -------------------

[H2O]2

Como [H2O] es prácticamente constante ( 55,5 moles/l) tanto en el agua pura como en las disoluciones diluidas, se incluye [H2O]2 en el valor de K, obteniéndose una nueva constante a la que se llama constante del producto iónico del agua o, abreviadamente, producto iónico del agua.

K [H2O]2 = Kw = [H3O+] [OH-]

Frecuentemente se abrevian tanto la ecuación de disociación como la expresión de la constante de esta forma: H2O H+ + OH-

Kw = [H+] [OH-]

Se ha hallado que a 25 0C Kw vale 1,0 x 10-14 M2, lo que implica (dada la estequiometría de la reacción) que en el agua pura sucede: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 moles/l

Toda disolución que cumpla también esta condición ([H3O+] = [OH-]) se dice que es una disolución neutra. Ahora bien, si el hecho de disolver determinado soluto en el agua eleva la concentración de los iones H3O+, deberá disminuir la concentración de los iones OH- para que mantenga su valor Kw se dice en tal caso que, por ser [H3O+] > [OH-], dicha disolución es ácida. Si, por el contrario, un soluto aumenta la concentración de los iones OH -, haciendo disminuir por tanto [H3O+], se tiene una disolución básica.

Para expresar la concentración de los iones H3O y los iones OH- en soluciones acuosas se han ideado las llamadas escalas de pH y de pOH (tabla 4.3).

Tabla 4.3 Escalas de pH y de pOH Disoluciones ácidas Disoluciones Disoluciones básicas

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neutras[H3O+][OH-]

pHpOH

100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 l0-6 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 0 1 2 3 4 5 614 13 12 11 10 9 8

10-7

10-7

77

10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 l0-14 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0

8 9 10 11 12 13 14 6 5 4 3 2 1 0

Acidez creciente Alcalinidad creciente

Estas se establecen tomando por definición: 1

pH = log ---------- = —log [H3O+ ] [H3O+ ]

1pOH = log ---------- = —log [OH-]

[OH-]

Dado que Kw = 1,0 x 10-14, estas escalas varían de 0 a 14. Debe advertirse que p significa logaritmo negativo de y se aplica también a otras expresiones químicas.

Las disoluciones neutras serán, por lo tanto, aquéllas en las que:

[H3O+ ] = [OH-] = 1,0 x 10-7

pH = 7; pOH = 7

Las disoluciones ácidas serán las que cumplan:

1) [H3O+ ] > 1,0 x 10-7 pH < 7 Kw siendo en todo momento:

2) [OH-] = --------- < 1,0 x 10-7, pOH > 7 pH + pOH = 14 [H3O+ ]

Las disoluciones básicas serán aquéllas en las que suceda:

1) [H3O+ ] < 1,0 x 10-7 pH > 7 Kw siendo en todo momento:

2) [OH-] = ---------- > 1,0 x 10-7 , pOH < 7 pH + pOH = 14 [H3O+ ]

5. ÁCIDOS Y BASES FUERTES.

Al disolver un ácido fuerte, como el HCl en el agua tienen lugar simultáneamente dos reacciones, la disociación del ácido (total) y la disociación del agua (en muy pequeña extensión):

HCl + H2O H3O+ + Cl-


La presencia de una gran concentración de iones H3O+, debida a la adición del ácido, reduce atan más la disociación del agua (¡recuérdese el principio de Le Chatelier!) por lo que prácticamente los iones H3O+ presentes en la solución son los procedentes de la disociación total del HCl, lo que permite calcular fácilmente el pH de la solución admitiendo que [H3O+] [HCl], es decir, la concentración de iones H3O+ presentes en la disolución es prácticamente la concentración inicial del HCl.

Ejemplo 1º. Calcular el pH de una disolución de HCl 0,005 M.

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[H3O+] = [HCl] = 0,005 M = 5,0 x 10-3 M1 103

pH = log ------------ = log -------- = log 103 — log 5,0 = 3 — 0,70 = 2,30 5,0 x 10-3 5,0

De modo semejante, en la disolución de una base fuerte tiene lugar, además de la disociación del agua, la reacción de la base con ésta, lo que provocará la aparición de una gran cantidad de iones OH -, disminuyendo, por consiguiente, la disociación del agua.

Si cada molécula de base B o cada ion básico A- provocan la aparición de un ion OH-, resulta que, sensiblemente, [OH-] es igual a la concentración inicial de la base.

B + H2O BH+ + OH-

A- + H2O AH + OH-

Ejemplo 2º. Calcular el pH de una disolución de NaOH 0,02 M.

[OH-] = [NaOH] = 0,02 M = 2,0 x 10-2 M 1 102

pOH = log ---------- = ------- = log 102 - log 2.0 = 2 - 0,30 = 1,70 2 x 10-2 2,0

pH = 14 - 1,70 = 12,30

Ejemplo 3º.Calcular las concentraciones de los iones H3O+ y OH- en una disolución cuyo pH es 3,15.

1 1 1 [H3O+] = ------------- = -------------- = ------- = 7,09 x 10-4 M

antilog pH antilog 3,15 1410 Kw 10-14

[OH-] = --------- = -------------- = 1,41 x 10-11 M [H3O+] 7,09 x 10-4

6. ACIDOS Y BASES DÉBILES.

Las disoluciones acuosas de ácidos o de bases débiles conducen a una situación bien distinta de la que se acaba de ver y que debe estudiarse con detenimiento.

Constante de disociación de los ácidos débiles

Sea un ácido débil típico como es el ácido acético. Su disociación en el agua es una reacción ácido-base y la constante de equilibrio de esta disociación (¡¡parcial!!) se halla como ya se sabe:

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

[H3O+] [CH3COO-] K = ------------------------- [CH3COOH] [H2O]

Como prácticamente no varía la concentración del agua durante la reacción ( 55,5 moles/l) se considera constante su concentración obteniéndose una nueva constante, Ka, la constante de disociación del ácido:

[H3O+] [CH3COO-]K . [H2O] = Ka = ------------------------

[CH3COOH]

En general, se puede escribir para un ácido débil HA:

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[H3O+ ] [A-] HA + H2O H3O+ + A- Ka = ----------------- [HA]

Ka mide la extensión de la reacción con el agua y, por tanto, la fuerza del ácido débil. En la tabla 4.4 constan algunos valores de Ka a 25 0C. Un pequeño valor de la constante manifiesta que el equilibrio está muy poco desplazado hacia la derecha. En el Apéndice (tabla 3) se encontrará una lista más completa.

Debe advertirse que: pKa = —log Ka

Conociendo la constante de un ácido dado y la concentración de una disolución del mismo; pueden calcularse tas concentraciones de las especies presentes en el equilibrio y el pH de la solución. Recíprocamente, si se ha determinado experimentalmente el pH de una disolución de un ácido de concentración conocida, se puede, a partir de estos datos, calcular la constante de disociación del ácido.

Y por tanto:

[CH3COO-] = [H3O+] = 4,24 x 10-3 M

[CH3COOH] = 1,0 — 0,00424 = 0,9958 M 1 1 103

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pH = log --------- = log ------------- = log ------- = 3 — 0,63 = 2,31 [H3O+] 4,24 x 10-3 4,24

Constante de disociación dé las bases débiles (tabla 4.5)

Razonando de forma semejante, se puede considerar la disociación de una base débil, el amoníaco, por ejemplo, y llegar a una expresión general de la disociación de las bases débiles:

NH3 + H2O NH4+

+ OH-

[NH4+] [OH-]

K = ------------------ [NH3] [H2O]

Y en general:

B + H2O BH+ + OH-

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[NH4+] [OH-]

Kb = ----------------- [NH3]

[BH+] [OH-]Kb = ----------------- [NH3]

El grado de disociación

Se entiende por grado de disociación de un ácido o de una base débil a la fracción de moles disociados, es decir, la razón entre los moles disociados (X) y los moles inicialmente disueltos del ácido (Ca) o de la base (Cb), por litro de disolución.

X X = ------- o bien = ------- Ca Cb

El cálculo para la determinación de la constante de disociación de un ácido débil o de una base débil se realiza también a partir de la concentración inicial de uno o de otra y el grado de disociación de los mismos que, a su vez, suele calcularse a partir de medidas de conductividad o de alguna propiedad coligativa.

Si se prepara una disolución de ácido acético de concentración Ca y el grado de disociación es cc, las concentraciones de las especies químicas presentes en el equilibrio son:

[CH3COOH] = concentración del ácido no disociado = Ca — Ca

[H3O+] = [CH3COO-] = concentración de los iones disociados Ca

y por tanto: [H3O+] [CH3COO-] Ca . Ca Ca

22 Ca2

Ka = ------------------------- = --------------- = ---------------- = --------- [CH3COOH] Ca — Ca C (1 — ) 1 —

Razonando de modo análogo para la base débil, se tiene:

Cb2

Kb = ---------- 1—

Estas expresiones permiten conocer también el grado de disociación una vez conocida la constante y la concentración inicial del ácido o de la base.

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7. HIDRÓLISIS DE LAS SALES.

Se ha estudiado el carácter y comportamiento de las disoluciones de ácidos y bases, tanto fuertes como débiles. En la misma línea hay que considerar también las disoluciones acuosas de las sales ya que éstas, al disolverse en el agua y disociarse, producen iones que tienen carácter ácido o básico, por

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lo que pueden reaccionar con el agua dándole iones H+ o aceptándolos de ella. A esta reacción de los iones disociados de las sales con el agua se la denomina hidrólisis que es, como se ve, una reacción de equilibrio ácido-base.

Para determinar el pH de la disolución de una sal en el agua conviene distinguir cuatro tipos de sales.

Sales de ácido fuerte y base fuerte

Se llaman así las sales cuyo anión procede de ácido fuerte y cuyo catión procede de base fuerte. Por ejemplo, NaCl, KBr, KNO3, etc.

Estas sales están completamente disociadas en el agua pero el anión es una base muy débil y el catión es un ácido muy débil, de modo que ninguno de ellos reacciona con el agua. No hay reacción de hidrólisis y la disolución de estas sales en el agua es neutra. El pH del agua pura no se ha modificado y sigue siendo igual a 7.

Sales de ácido débil y base fuerte

Se trata de sales cuyo anión procede de un ácido débil y cuyo catión procede de una base fuerte. Por ejemplo, CH3COONa, NaCN, KCN, Na2CO3, NaHCO3, etc. La disolución de estas sales en el agua tiene reacción alcalina ya que los aniones de los ácidos débiles aceptan protones del agua con aparición de un exceso de OH-. Algunos ejemplos son:

Hidrólisis del CH3COONa:

La disociación del acetato de sodio es: H2O CH3COONa CH3COO- + Na+

El ion Na+ es un ácido muy débil ya que su base conjugada es muy fuerte. Por ello no se hidroliza, no da protones al agua.

El ion acetato es una base moderadamente fuerte porque su ácido conjugado es moderadamente débil. Presenta reacción de hidrólisis pues acepta un protón del agua:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- [1] Base l Acido 2 Acido l Base2

Es decir, que la hidrólisis del acetato no es sino fa ionización de una base débil. En realidad la reacción [1] es la reacción neta de equilibrio, suma de las dos siguientes:

H2O + H2O H3O+ + OH- [2]

CH3COO- + H3O+ CH2COOH + H2O [3]

La presencia de acetato consume protones del equilibrio [2] que se desplaza hacia la derecha apareciendo mayor cantidad de OH-. Podría parecer que en tal caso el proceso [3] continuaría teniendo lugar hacia la derecha indefinidamente hasta consumir todo el CH3COO-, pero no es así ya que el aumento de OH- favorece la reacción inversa en [1] alcanzándose el equilibrio.

La constante del equilibrio [1] vale: [CH3COOH] [OH-]

K = -------------------------- [CH3COO-] [H2O]

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de donde: [CH3COOH] [OH-]

K [H2O] = Kh = ------------------------- [CH3COO-]

siendo Kh la constante de hidrólisis de la sal en cuestión.

Hidrólisis de KCN: H2O + H2O H3O+ + OH-

CN- + H3O+ HCN + H2O

Reacción neta de hidrólisis:

CN- + H2O HCN + OH [HCN] [OH-] Kh = -------------------

[CN-]

Hidrólisis del Na2CO3:

H2O + H2O H3O+ + OH- ; CO32-

+ H3O+ HCO3- + H2O

Reacción neta de hidrólisis: CO3

2- + H2O HCO3- + OH- [HCO3] [OH-]

Kh = --------------------- [CO3

2- ]

En general:H2O + H2O H3O+ + OH-

A- + H3O+ HA + H2OReacción neta:

A- + H2O HA + OH- [HA] [OH-] Kh = ----------------

[A-]

Es interesante el conocimiento de la relación existente entre las tres constantes Kh, Ka y Kw y que se obtiene de modo sencillo:

[HA] [OH-] [H3O+ ] [H3O+] [OH-] Kw

Kh = -------------------------- = ------------------------ = --------[A-] [H3O+] [A-] [H3O+] / [HA] Ka

Lo que significa que cuanto más pequeña sea Ka mayor será Kb. O más claramente: cuanto más débil sea el ácido del que procede el anión, mayor es la extensión de la hidrólisis alcalina de éste.

Sales de ácido fuerte y base débil

Se trata de las sales cuyo anión procede de un ácido fuerte y cuyo catión procede de una base débil. Por ejemplo, el cloruro de amonio.

Hidrólisis del NH4Cl:

La disolución acuosa de este tipo cíe sales tiene reacción ácida ya que los cationes de las bases débiles ceden protones al agua, apareciendo en la disolución exceso de iones H3O+.


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Kw

Kh = ------- Ka

NH4+ + OH- NH3 + H2O

Reacción neta de hidrólisis: NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

El hecho de que el ion NH4+

consuma iones OH- del equilibrio de ionización del agua hace que este equilibrio se desplace a la derecha con aparición de H3O+ , proceso que continúa hasta que se alcanza el equilibrio descrito en la reacción neta de hidrólisis.

[NH3] [H3O+]Kh = --------------------

[NH4+ ]

En general:

H2O + H2O H3O+ + OH- ; BH+ + OH- B + H2O

Reacción neta:BH+ + H2O B + H3O+

[B] [H3O+] [B] [H3O+] [OH- ] [H3O+] [OH-] Kw

Kh = --------------- = ------------------------ = ------------------------ = -------- [BH+] [BH+] [OH-] [BH+] [OH-] / [B] Kb

Lo que indica que cuanto más débil es la base de que procede el catión mayor es la extensión de la hidrólisis ácida de éste.

Sales de ácido débil y base débil

Aquellas sales cuyo anión y catión proceden, respectivamente, de ácido débil y de base débil se comportan del modo siguiente en solución acuosa. Ambos iones se hidrolizan y para predecir si la solución acuosa de la sal será ácida, básica o neutra, será preciso conocer las constantes respectivas K. y Kb. De este tipo son el CH3COONH4 y el NH4CN, por ejemplo.

Hidrólisis del CH3COONH4: H2O + H2O H3O+ + OH-

CH3COO- + H3O+ CH3COOH + H2O NH4

+ + OH- NH3 + H2O

Reacción neta de hidrólisis del CH3COO-:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Reacción neta de hidrólisis del NH4+

:

NH4+

+ H2O NH3 + H3O+

Reacción neta total: NH4

+ + CH3COO- NH3 + CH 3COOH

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Kw

Kh = ------- Kb

En este caso los dos iones se hidrolizan en la misma extensión ya que las constantes de ionización Ka y Kb de cada electrolito débil formado en las respectivas hidrólisis tienen casualmente el mismo valor. Por tanto la disolución es neutra.

Hidrólisis del NH4CN: H2O + H2O H3O+ + OH-

NH4+

+ OH- NH3 + H2O CN- + H3O+ HCN + H2O

Reacción neta del NH4+

: NH4

+ + H2O NH3 + OH-

Reacción neta del CN-: CN- + H2O HCN + OH-

Reacción total: NH4

+ + CN NH3 + HCN

La hidrólisis de los dos iones considerados no tiene lugar en la misma extensión, ya que las constantes Ka y Kb de los electrólitos débiles formados (NH3 y HCN) en las respectivas hidrólisis no son iguales. Como concretamente sucede en este caso que Ka < Kb, resulta que el CN- se hidroliza más (¡equilibrio desplazado a la derecha!) por lo que la reacción de la disolución acuosa de NH 4CN es alcalina.

La constante de hidrólisis de las sales de ácido débil y base débil se demuestra que vale:

La hidrólisis será alcalina si Ka < Kb.La hidrólisis será ácida si Kb < Ka.

Grado de hidrólisis

Por definición, se llama grado de hidrólisis a la relación existente entre los moles de sal hidrolizados (X) y los inicialmente disueltos (C5), es decir, la fracción de mol hidrolizada:

X = -------

Cs

Sea la reacción neta de hidrólisis de una sal de ácido débil y base fuerte:

A- + H2O HA + OH- ;

Se tiene: [HA] = [OH-] = X

[A-] = Cs — X

Luego: X2 X2 _______Kh = -------------- -------- X Cs . Kh

Cs — X Cs

Esta simplificación realizada al considerar despreciable la disminución que la hidrólisis introduce en la concentración de la sal, puede hacerse (de modo semejante al utilizado para el grado de disociación de ácidos y bases débiles) si sucede que Cs / Kh 103.

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Kw

Kh = --------- Ka . Kb

[HA] [OH-]Kb = --------------- [A-]

= [HA]

8. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS POLIPRÓTIDOS. HIDRÓLISIS DE SUS SALES.

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En el estudio de los ácidos débiles (apartado 4.6) se ha tenido en cuenta exclusivamente el caso de que hubiera transferencia de un solo ion H+. Pero es muy frecuente el uso de ácidos como H2SO. o el H3P04 que tienen dos o tres átomos de hidrógeno en su molécula y que pueden ser disociados como iones H+. A estos ácidos se les denomina ácidos polipróticos y se considera que su disociación tiene lugar por etapas sucesivas.

Por ejemplo, el H2SO4 es un ácido fuerte cuya primera disociación es:

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-

pero el HSO4- es a su vez un ácido débil (aunque no tanto como el acético) que no se disocia por

completo:HSO4

- + H2O H3O+ + SO42-

Esta reacción se considera como la segunda etapa en la disociación del ácido sulfúrico.

En los ácidós polipróticos todas o alguna de las disociaciones tienen lugar parcialmente y existe, por tanto, una constante do disociación para cada etapa. Siempre es mayor la constante para la primera disociación que las correspondientes a la segunda o tercera (cuando ésta existe, como en el H3PO4, lo que es razonable si se piensa que debe ser más fácil la pérdida de un ion H+ por parte de una molécula neutra que por parte del anión que se forma después de la primera etapa; a su vez, será más difícil la disociación de otro H+ conforme aumenta la carga negativa del anión.

En la tabla 4.6 se presentan varios ácidos polipróticos muy frecuentes y sus constantes de disociación.

Utilizando el conocimiento de estas etapas en la disociación de los ácidos es posible calcular la concentración de cada una de las especies presentes en la disolución de un ácido poliprótico, como se va a ver a continuación.

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9. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.

En todas las disoluciones a que se ha hecho referencia hasta este momento aparece como soluto un solo electrolito. A continuación, se tratará de una clase especial de disoluciones con dos solutos y que presentan unas propiedades bien peculiares.

Mezcla de ácido débil y sal de ácido débil y base fuerte

Puede estudiarse, a modo de ejemplo, el sistema constituido por la disolución acuosa de ácido acético y acetato de sodio. Aquél es un ácido débil, poco disociado [1], mientras ésta es una sal totalmente disociada [2] de ácido débil y base fuerte, con hidrólisis alcalina [3].

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ [1]

CH3COONa CH3COO- + Na+ [2]

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- [3]

Para conocer el pH de la disolución hay que partir de que el equilibrio [1]

está gobernado por la constante Ka. [CH3COO-] [H3O+]

Ka = ------------------------ [CH3COOH]de donde: [CH3COOH]

[H3O+] = Ka ------------------- [CH3COO-]

Para determinar [CH3COOH] y [CH3COO-] es preciso comprender la interrelación existente entre las especies que hay en la disolución. Por un lado, la presencia del ion CH 3COO-, procedente de la disociación total de la sal, provoca un retroceso en la disociación [1] es decir, el ácido acético se disociará menos (debe recordarse que el cumplimiento del principio de Le Chatelier así lo exige, ya que el sistema intentará aliviar la perturbación introducida al añadir la sal). Esto es lo que se denomina el efecto del ion común.

En consecuencia, con error despreciable, puede considerarse que:

[CH3COOH] = Ca - Ca Ca

siendo Ca la concentración de ácido acético inicialmente disuelto. Por otra parte, la presencia del ácido acético hace que el equilibrio de hidrólisis [3] esté desplazado hacia la izquierda, de modo que a la cantidad de acético formado en la hidrólisis es despreciable frente a Ca (¡con tal de que ésta no sea excesivamente pequeña!).

En cuanto al ion CH3COO- hay que decir que, por estar totalmente disociada la sal, su concentración es precisamente la concentración de sal inicialmente disuelta (C s). Esta concentración no se ve apreciablemente disminuida por hidrólisis en presencia del ácido acético, como se ha indicado, ni sensiblemente aumentada por disociación del acético en presencia del ion CH 3COO-, como también se ha expuesto. Por lo que resulta que: [CH3COO-] Cs

En resumidas cuentas, y como consecuencia de las aproximaciones introducidas, se tiene: Ca

[H3O+] = Ka ------ Cs

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Ca Ca

pH = —log Ka — log ------- = pKa + log -------Cs Cs

[NH3][OH-] = Kb ---------- [NH4

+]

Nótese que si Ca = Cs, pH = pKa

Mezcla de base débil y sal de base débil y ácido fuerte

Razonando de modo semejante, si se considera la disolución de amoniaco y cloruro de amonio (respectivamente, una base débil y una sal de base débil y ácido fuerte) se tiene:

NH3 + H2O NH4+ OH- [1]

NH4Cl NH4+ + Cl- [2]

NH4

+ + H2O NH3 + H3O+ [3]

[NH4+] [OH-]

Kb = ------------------ [NH3]

Kw Kw [NH4+] Kw Cs

[H3O+] = ---------- = ------- . --------- = ------- . --------- [OH-] Kb [NH3] Kb Cb

Kw Cs Cb

pH = - log ------ - log ------- = 14 – pKb + log ------- Kb Cb Cs

Propiedades

Esta clase de disoluciones presentan algunas propiedades verdaderamente interesantes. En primer lugar, el pH de estas disoluciones no queda modificado al diluirlas, a diferencia de lo que sucede si se diluye un ácido o una base. Se comprende el comportamiento de las soluciones descritas, ya que en las expresiones: Ca Kw Cs

[H3O+] = Ka . ------- y [H3O+] = ------- . ------- Cs Kb Cb

Las relaciones Ca/Cs y Cs/Cb se mantienen constantes al diluir la disolución. Por otra parte, el pH de estas disoluciones varia de modo insignificante por adición de una pequeña cantidad de ácido fuerte o de base fuerte. Por tales motivas a estas disoluciones se las denomina disoluciones amortiguadora. tampón o reguladoras.

Puede estudiarse, por ejemplo, el efecto de la adición de 0,01 moles de HCl a una disolución de un mol de ácido acético y un mol de acetato de sodio en un litro de disolución.

El HCl está totalmente disociado y reacciona con el CH3COO-:

H3O+ + CH3COO- CH3COOH + H2O

Este equilibrio está prácticamente desplazado por completo hacia la derecha, por lo que se formarán 0,01 moles de ácido acético, consumiéndose 0,01 moles de acetato. Por tanto:

Cs 1 - 0,01 0,99pH = pKa + log ------ = 4,74 + log ------------ = 4,74 + log -------- = 4,73

Ca 1 + 0,01 1,01

Ahora bien, la disolución original de un mol de ácido acético y un mol de acetato de sodio en un litro de disolución tenía el siguiente pH:

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1pH = 4,74 + log ----- = 4,74

1Con lo que se pone de manifiesto la insignificante variación sufrida en el pH de la solución

amortiguadora. (Nótese que si los 0,01 moles de HCl se hubieran añadido a 1 l. de agua pura, el pH hubiera descendido de 7 a 2.)

De modo similar, la adición de una base fuerte hubiera aumentado algo la concentración de la sal y disminuido la del ácido, con el efecto de un aumento muy pequeño en el valor del pH.

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10. INDICADORES ÁCIDO-BASE.

Se ha tratado ya del valor del pH en disoluciones de muy variada naturaleza y características, pero aún no se ha considerado la forma experimental de su determinación.

Más adelante se tratará de la medición potenciométrica del pH utilizando un aparato denominado pH-metro; aquí sólo va a considerarse la utilidad que al respecto ofrecen las disoluciones de algunas sustancias orgánicas llamadas indicadores ácida-base. Estos indicadores son ácidos o bases débiles que presentan la peculiaridad de tener distinto color la forma no disociada y la especie disociada.

Así, para un indicador que sea ácido débil, al que puede llamarse HIn, se tiene en disolución acuosa el siguiente equilibrio:

HIn + H2O In- + H3O+

Color (1) Color (2)

[In-] [H3O+] Kin = ---------------- [HIn]

La adición a un ácido hace retroceder este equilibrio apareciendo el color (1), mientras que la adición a una base desplaza el equilibrio a la derecha, con lo que aparece el color (2). El color que presente el indicador dependerá, pues, de la relación [HIn]/[In-], pero ésta queda determinada precisamente por el pH del medio ya que sucede:

Debe tenerse en cuenta que el ojo humano tiene sus limitaciones para apreciar el color.

En efecto, se admite que, por lo general, si [Hin]/[In-] > 10, parecerá que el indicador se encuentra exclusivamente en forma ácida (HIn) pero si [Hin]/ [In-] 0,1, parecerá que está sólo en la forma a/calina (In-).

Si [HIn]/[In-] se encuentra entre ambos valores extremos, se observará el color intermedio.

El interés del uso de los indicadores ácido-base radica, por una parte, en que por adición de los mismos a una determinada disolución y aparición de una de sus dos coloraciones, se puede de algún modo apreciar el carácter ácido o básico de la disolución; por otra parte, utilizando varios indicadores, cuidadosamente elegidos, es posible determinar el pH de la disolución con cierta precisión. Analíticamente tienen sumo interés en la determinación del punto final de la valoración de un ácido o de una base: la concentración de un ácido o base es determinada por adición gradual de uno a la otra, o recíprocamente, hasta alcanzar el instante en que el número de equivalentes utilizados de ambos sea

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[HIn] [H3O+] = Kin -------- [In-]

[In-]pH = pKin + log -------- [HIn]

[HIn] [H3O+]------- = -------- [In-] Kin

el mismo. Se dice entonces que el ácido y la base se han neutralizado, y del pH que se alcanza en este momento dependerá la elección del indicador. Es sencillo entender en qué se funda ésta.

De lo dicho más arriba se deduce que sí:

pH = pKin + log 10 / 1 = pKin + 1

el indicador parece estar en la forma alcalina, mientras que si:

pH = pKin + log 1 / 10 = pKin - 1

parecerá que está íntegramente en la forma ácida.Por lo tanto, la gama de valores de pH entre los que el indicador está cambiando de color es:

pH = pKin 1

de lo que se deduce que debe elegirse aquel indicador cuyo pK in sea más próximo al pH de la solución existente en el punto de equivalencia, pues precisamente entonces debe aparecer el cambio de color que informe del final de la valoración. Todo ello se esquematiza de este modo:

Color ácido Tinte medio Color alcalino pH = pKin — 1 pH = pKin pH = pKin + 1

En la tabla 4.7 constan algunos indicadores usuales, con su pK in y zona de viraje que corresponde a la gama de valores de pH en que la coloración es intermedia entre la propia de la forma ácida y la de la forma básica. Puede observarse que dicha gama no es exactamente igual a dos unidades como podría deducirse de lo dicho antes, ya que tampoco es rigurosamente cierto en todos los casos que la proporción de las dos formas citadas sea 10 ó 0,1.

Tabla 4.7 Algunos indicadores ácido-baseCambio de color

Indicador pKin Intervalo de viraje Forma ácida Forma básicaAzul de timol Azul de bromofenolAnaranjado de metiloVerde de bromocresolRojo de metiloPurpura de bromocresolAzul de bromotimol Rojo de cresolAzul de timolFenolftaleinaAmarillo de alizarina

1,654,103,464,905,006,407,008,38,99.111,0

1,2 - 2,83,0 – 4,63,2 – 4,43,8 – 5,44,2 – 6,35,2 - 6,86,0 - 7,67,0 – 8,88,0 – 9,68,2 - 10,010,1- 12

Rojo Amarillo

Rojo Amarillo

Rojo Amarillo AmarilloAmarillo Amarillo Incoloro Amarillo

AmarilloAzul

AmarilloAzul

AmarilloPúrpura

AzulRojoAzulRojoRojo

En la tabla 4 del Apéndice constan algunos indicadores más, así como la forma de prepararlos.

Es muy usado en el laboratorio el papel indicador universal de pH que es un papel teñido con una mezcla de indicadores y que al contacto con las disoluciones toma las siguientes coloraciones: rojo (pH = 0, 1, 2, 3) naranja (pH = 4), amarillo (pH = 6, 7), verde (pH = 8, 9), azul (pH = 10 a 14).

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PROBLEMAS

1º. Calcular las concentraciones de H3O+ y OH-, así como el valor del pH de las siguientes disoluciones de ácidos y bases fuertes:

a) HCl 0,0010 M.b) HNO2 0,125 M.c) NaOH 0,0031 M.d) HCIO4 2,1 x 10-4 M.e) KOH 4,8 x 10-2 M.Solución: El pH vale: a) 3,0; b) 0,90; c) 12,4; d) 3,7; e) 12,7.

2º. Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- de distintas disoluciones cuyo pH vale:a) 1,40 Solución: [H3O+] = 0.039 M; [OH-] = 2.5·10-13 M b) 4,03 [H3O+] = 9.33·10-5 M; [OH-] = 1.07·10-10 M

c) 5,85d) 7,82 [H3O+] = 1.51·10-8 M; [OH-] = 6.6·10-7 M

e) 10,541) 13,61

3º. Calcular las concentraciones de las especies presentes en el equilibrio y el valor del pH de las siguientes disoluciones:

a) CH3COOH 0,01 M Solución [H3O+] = 4.15·10-4 M; pH=3.38b) NH3 0,01 M Solución [OH-] = 4.15·10-4 M; pH=10.62

c) HCOOH 2,5 M.d) HF 1,2 M. e) N2H4 0,20 M.

f) C6H5NH2 3,0 x 10-2 M.

4º. Calcular el grado de disociación de las disoluciones del problema anterior.Solución: a) 4,2 %; b) 4,2 %; e) 0,84 %; d) 2,3 %; e) 0,22 %; 1) 0,012 %.

5º. Hallar las concentraciones de todas las especies presentes en las disoluciones siguientes y los valores de Ka y Kb, respectivamente:

a) HNO2 0,20 M, disociado el 4,50 %. b) NH3 0,010 M, disociado el 4,20 %.

Solución: a) 4,24·10-4 b) 1,84·10-5

6º. ¿Cual es la molaridad de una solución de ácido acético cuyo pH es 2.5?Solución:0,55 M.

7º. ¿Qué concentración molar de hidracina, N2H4, produce una disolución cuyo pH es 10,64?

8º. Una disolución 0,010 M de un ácido débil HA tiene un pH igual a 4,55. ¿Cuál es el valor de su Ka?

Solución: 7,8 x 10-8.

9º. El pH de una base débil BOH en disolución 0,012 M vale 11,40. Calcular el valor de Kb.Solución: 6.6 x 10-4.

10º. Calcular las concentraciones de las especies presentes en una disolución 0,10 M de NaCN, así como el pH y el grado de hidrólisis.

Solución: [OH-] = 1,4 x 10-3 M; h = 1,4 x 10-2.

11º. Debe prepararse una disolución acuosa de cloruro de amonio de tal modo que su pH sea 5,00 a 25 0C. ¿Cuál debe ser la concentración molar del cloruro de amonio?

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Solución: 0,180 M.12º. Determinar el grado de hidrólisis de una disolución de acetato de amonio 1,00 M y compararlo con el grado de hidrólisis de una disolución de acetato de sodio 1,00 M.

Solución: h del acetato de amonio = 5,5 x 10-3 ; h del acetato de sodio = 2,4 x 10-5.

13º. Calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución de cloruro de amonio 0,1 M.Solución: 5,12; h = 75 x 10-5.

14º. ¿Cuál es el porcentaje de hidrólisis de una disolución 0,10 M de cloruro de piridinio, C5H5NHCl?Solución: 0,75 %.

15. Calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución de carbonato de sodio 0,100 M.

16º. Calcular el pH de una disolución de H2S 0,01 M.

17º. Calcular el pH de cada una de las siguientes disoluciones tampón:a) NH3 0,1 M y NH4CI 0,1 M.b) CH3COOH 0,20 M y CH3COONa 0,40 M.Solución:e) 9,26; b) 5,05.

18º. Calcular el pH de 250 ml de disolución amortiguadora 0,350 M en ácido acético y 0,350 M en acetato de sodio. Calcular el pH que se tendré al disolver en ella 30 ml de HCl 0,100 M.

Solución: El pH pasará de 4,74 a 4,72.

19. Determinar la variación del pH de 250 ml de disolución 0,225 M de ácido acético y 0,225 M de acetato de sodio al añadir 30 ml de NaOH 0,100 M.

Solución: El pH pasará de 4,74 a 4,79.

20º. ¿Cuántos gramos de acetato de sodio deben ser añadidos o un mol de ácido acé tico para preparar un litro de disolución tampón cuyo pH sea igual a 5,15?

21º. ¿Cuánto debe valer la razón [NH3] / [NH4] para disponer de una disolución tampón de pH igual a 10?

Solución: 5,5.

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APÉNDICE 4.

Color IntervaloNombre ácido base de viraje Usado en disolución

Violeta de metilo (Clorhidrato de pentametilbencilpara-rosanilina)

Azul de timol (Timolsulfonftalelna)Tropeolina 00 (Difenilzmmobenceno-

sufonato sódico)Amarillo de metilo (Dimetilaminoa-

zobenceno)Naranja de metilo [3] (Dimetilaminoa-

zobenceno) sulfonato sódico)Azul de bromofenol (Tetrabromofe-

nolsuifonftaleina)Rojo Congo (Acido difenil—4-4’ bis

[azo-2-naftilamina-l-sulfónico])Verde de bromocresol (Tetrabromo-

cresol m. Sulfonftaleina]Rojo de metilo [4] (Dimetiiaminoazo-

benceno carboxilato sódico)Rojo de clorofenol (Diclorosulfonfta-

leina)Azul de bromotimol (Dibromotimol-

sulfonftaleina)Para - nitrofenol (Para - nitrofenol)Rojo de fenol (Fenolsulfonftaleina)Metanitrofenol (Metanitrofenol)Rojo de cresol (O - cresolsufonftaleina)Azul de timol (Timolsulfonftaleína)Fenolftalefna (Di- p - dioxidifenilftalida)Cresolftalefna (Di- o - cresolftalida) Timolftaleina (Ditimolftalida)

Amarillo de alizarina R (Acido p - nitro. benceno azo-salicílico)

Nitramina (2, 4, 5-Trinitrofenilmetil-nitramina)

Carmín de índigo (Ácido indigotín -5,5’ disulfónico)

amarillorojo

rojorojo

rojo

amarillo

azul violetarojo

amarilloazul

rojoamarillo

amarillo

amarillo incoloro amarillo incoloroamarilloamarilloincoloro

incoloro incoloro

amarillo

incoloro

azul

azulamarillo

amarillo amarillo

amarillo

azul violeta

rojo

azul amarillo

rojo

azulamarillo

rojo amarillo

rojoazul

rojo púrpura

rojo violetaazul

rojo

rojo pardo

amarillo

0,1- 1,51,2- 2.8

1,3- 3.02,9- 4,0

-

3,1- 4,4

3,0- 4,6

3,0- 5,0

3,8- 5,44,2 -6,3

4,8-6,4

6,0-7,65,6- 7,66,8- 8,46,8- 8,67,2 - 8,88,0- 9,68,0-9,8

8,2-9,89,3 - 10,5

10,0- 12,1

10,8 - 13,0

11,6- 14,0

acuosa0,1%[1] (21,5)acuosa 0,1%0,l g en 1mL HCl F, 800 ml alcohol y agua hasta 1 lt

acuosa 0,01 %

[1] (l4,9)

[3]acuosa 0,l %

[1] (14,3)0,1 en 300 ml de alcohol y 200 mL de agua

[1] (23,6)

[1] (16,0)acuosa 0,3 %[1] (28,2) acuosa 0,3 %[1] (26,2)[1] (21,5)0,1 g en 500 mL de alcoholy agua hasta un litro [5]alcohólica 0,02 %0,4 y en 500 mL mide alcohol y agua hasta un litro

acuosa 0,01 %

acuosa 0,01 %

[1] Preparar la disolución con 0,1 g del indicador triturado en un mortero con los ml de NaOH 0,1 F indicados entre paréntesis y agua hasta 250 ml.

[2] Purificar el producto comercial precipitándolo de su disolución acuosa mediante adición de HCl. Para obtener la sal sódica, añadir una pequeña cantidad de álcali que sea insuficiente para disolver todo el indicador y evaporar la disolución. El intervalo de viraje de este indicador es muy afectado por la fuerza iónica.

[3] W. BUSS y G. SMITH, han propuesto sustituir el naranja de metilo por el amarillo de ni trazina al 0,01%; da un punto final más claro y mejores resultados. C. A., 49, 94c (1955).

[4] T. P. SASTRY y S. A. PRATT. Z. Anal. Chem., 174, 359 (1960), sugieren emplear una mezcla de 2 p de rojo de metilo y 3 p de ftalocianino-sulfonato cúprico comercial (C.1. azul directo 87) como útil indicador mixto en todas las valoraciones ácido-base en que se usa el rojo de metilo. Este indicador tiene color rosa en el extremo ácido y es verde en el otro extremo, con un Intervalo de viraje de 4,6 - 5,5. Se prepara triturando 0,1 g de la mezcla con un poco de agua, en un mortero de ágata, y diluyendo a 100 ml. Se usan 4 gotas por cada 100 ml a valorar.

[5] Sobre su disolución en otros disolventes, ver K.M.HERSTEIN, Anal. Chem.. 19,288(1947).

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ut7, Ácidos y bases, tema

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