Características de ácidos y bases.
Ácidos:
·
Tienen sabor agrio.
·
Son corrosivos para la piel.
·
Enrojecen ciertos colorantes
vegetales.
·
Disuelven sustancias
·
Atacan a los metales desprendiendo
H2.
·
Tiene sabor amargo.
·
Suaves al tacto pero corrosivos
con la piel.
·
Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
·
Precipitan sustancias disueltas
por ácidos.
·
Disuelven grasas.
·
Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
Definición
de Arrhenius.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay
sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.
·
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”.
AH (en disolución acuosa) ® A– + H+
Ejemplos:
-
HCl (en disolución acuosa) ® Cl– + H+
-
H2SO4 (en
disolución acuosa) ® SO42– + 2 H+
· BASE: “Sustancia
que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH (en disolución acuosa) ® B+ + OH–
Ejemplo:
-
NaOH (en disolución acuosa) ® Na+ + OH–
Neutralización
Se produce al reaccionar un ácido con una base
por formación de agua:
H + + OH - ® H 2 O
El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl ® H 2 O + NaCl (Na + + Cl - )
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
·
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.
· BASE: “Sustancia
que en disolución acepta H+”.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se
convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se
convierte en su “ácido conjugado”.
Ejemplo de disociación de un ácido:
·
HCl (g) + H 2 O (l) ® H 3 O + (ac)
+ Cl - (ac)
En este caso el H2O actúa como base
y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada).
Ejemplo de disociación de una base:
·
NH 3 (g) + H 2 O (l) ® NH 4 + + OH -
En este caso el H2O actúa como
ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado).
Teoría de
Lewis (·)
· ÁCIDO: “Sustancia
que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar
un enlace covalente coordinado”.
· BASE: “Sustancia
que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.
Ejemplos:
·
HCl (g) + H 2 O (l) ® H 3 O + (ac)
+ Cl - (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque
contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a
aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente
coordinado (H3O+).
· NH 3 (g) + H 2 O (l) Á NH 4 + (ac) +OH -
En este caso el NH3 es una base
porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la
formación del enlace covalente coordinado (NH4+).
De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
AlCl 3 + : NH 3 Þ Cl 3 Al : NH 3
Equilibrio de ionización del agua. CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado
en iones:
2 H 2 O (l) Á H 3 O + (ac) + OH - (ac)
Como [H2O] es constante por
tratarse de un líquido, llamaremos:
K w = K C x [ H 2 O ] 2
conocido
como “producto
iónico del agua”
El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2.En el caso del agua
pura: [H3O+] = [OH–] = (10–14
M2)½ = 10–7 M. Se denomina pH:
Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7
M, pH = –log 10–7 = 7
Tipos de disoluciones
·
ácidas: [H 3 O + ]> 10 -7 M Þ pH <7
·
Básicas: [H 3 O + ] <10 -7 M Þ pH> 7
·
Neutras: [H 3 O + ] = 10 -7 M Þ pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+]
x [OH–]
Luego si [H3O+] aumenta
(disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el
producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
Como K w = [H 3 O + ] x [OH - ] = 10 -14 M 2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos: pH + pOH =
14, para una temperatura de 25ºC.
Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la [H3O+] y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
pH = -log [H 3 O + ] = 12,6, De Donde se que deducir: [ H 3 O + ] = 10 - pH = 10 -12,6 M = 2,5 x1 0 -13 M
Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10–14 M2, entonces:
pOH = - log [OH -
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Una disolución de ácido sulfúrico
tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a)
Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule
el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
Electrolitos fuertes y débiles.
Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados. (®)
Ejemplos:
·
HCl (ac) ® Cl - + H +
· NaOH (ac) ® Na + +OH -
Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente (Á)
Ejemplos:
· CH 3 -COOH (ac) Á CH 3 COO -
+ H +
· NH 3 (ac) + H 2 O Á NH 4 + +OH -
Ejemplo:
Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la
disolución: NaOH (ac) ® Na+ + OH–, por lo
que HCO3– + OH– ® CO32– + H2O, es decir, el
ión HCO3– actúa como ácido.
Asimismo, el HCl proporciona H+ a
la disolución: HCl (ac) ® H+ + Cl–. por lo
que HCO3– + H+ ® H2CO3 (CO2 + H2O),
es decir, el ión HCO3– actúa como base.
Fuerza de ácidos.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O]
@ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
HA + H 2 O
Á A - + H 3 O +
A Ka
se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor
hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka
> 100 Þ El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka
< 1 Þ El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
Ejemplo:
El
ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka =
1,8 x10‑5 M.
Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un H+.
Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
Ejemplo:
·
H 2 CO 3
+ H 2 O Á HCO 3 - + H 3 O +
·
HCO 3 - + H 2 O Á CO 3 2- + H 3 O +
K a1 = 4,5 x 10 -7 M
K a2 = 5,7 x 10 -11 M
La constantes sucesivas siempre van
disminuyendo.
Ejemplo:
Sabiendo que las constantes de
acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8
y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+,
H2PO4–, HPO42– y PO43–
en una disolución de H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1: H 3 PO 4
+ H 2 O Á H 2 PO 4 - + H 3 O +
;
conc. en (mol / l):. 0,08 0 0
conc. eq (mol / l) :. 0, 08 - x xx
conc. en (mol / l):. 0,08 0 0
conc. eq (mol / l) :. 0, 08 - x xx
Equilibrio 2: H 2 PO 4 - + H 2 O Á
HPO 4 2- + H 3 O +
;
conc. en (mol / l):. 0.021 0 0.021
conc. eq (mol / l) :. 0021 - 0021 y y + y
conc. en (mol / l):. 0.021 0 0.021
conc. eq (mol / l) :. 0021 - 0021 y y + y
Equilibrio 3: HPO 4 2- + H 2 O Á PO 4 3- + H 3 O +
;
conc. en (mol / l):.
0 0021
conc. eq (mol / l):.- z z 0021 + z
conc. en (mol / l):.
0 0021 conc. eq (mol / l):.
- z z 0021 + z
[H 3 O + ] = [H 2 PO 4 - ] = 0.021 M ; [HPO 4 2- ] = 6,2 x 10 -8
M ; [PO 4 3- ] = 6,5 x 10 -19
M
Fuerza de bases.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O]
@
constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:
B + H2O Á BH+
+ OH–.
A Kb
se le llama constante de basicididad.
pK
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka
; pKb=
–logKb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una
disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) =
1,8 · 10–5 M
Equilibrio : NH 3 + H 2 O Á NH 4 + + OH -
conc. en (mol / l):. 0,2 0 0
conc. eq (mol / l) :. 0,2 - x xx
conc. eq (mol / l) :. 0,2 - x xx
De donde se deduce que x = [OH–]
= 1,9 · 10–3 M
pOH = - log [OH -
pH = 14 - pOH = 14 un 2,72 = 11,28
Relación entre Ka y Kb conjugada.
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O Á A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O Á AH + OH–
En la práctica, esta relación (Ka x Kb
= KW) significa que si un ácido es
fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
A la constante del ácido o base conjugada en
la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).
Ejemplo:
Calcular la Kb del KCN
si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9x10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy
pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente
fuerte. Su reacción con el agua será:
NC - + H 2 O Á HCN + OH -
Relación entre la constante y el grado de
disociación (ionización) “a”
En la disociación de un ácido o una base:
Igualmente:
En el caso de ácidos o bases muy débiles
(Ka/c o Kb/c < 10–4), a se desprecia
frente a 1 con lo que: Ka =
c a2
(o Kb =
c a2 )
De donde:
Igualmente
Ejemplo (Selectividad.
Madrid Previo 1998).
Una disolución de HBO2
en concentración 10-2
M tiene un valor de pH de 5,6. a) Razone si el
ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la
constante de disociación del ácido (Ka). c) Calcule, si es
posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si
100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución
10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se
obtendrá?
a) [H 3 O + ] = 10 -pH = 10 -5,6 = 2,51 x 10 -6
M
lo
que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido
débil. Su base conjugada, BO2–, será pues, relativamente
fuerte.
b) K Una = c ONU 2 = 10 -2 M · (2,51 x 10 -4 ) 2 =
6,3 x 10 -10
c)
d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 0,1 M
En un laboratorio se tienen dos
matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro
15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule
el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a
la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka
(ácido etanoico) = 1,8 ·10-5
Hidrólisis
de sales
Es la
reacción de los iones de una sal con el agua. Así,
las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básca o
neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una
base débil:
Ejemplo de hidrólisis
ácida (de un catión): NH4+ +
H2O Á NH3
+ H3O+
Ejemplo de hidrólisis
básica (de un anión): CH3–COO–
+ H2O Á CH3–COOH
+ OH–
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un
ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
·
Sales procedentes de ácido fuerte
y base fuerte.
·
Sales procedentes de ácido débil y
base fuerte (Hidrólisis Básica)
·
Sales procedentes de ácido fuerte
y base débil. (Hidrólisis Ácida).
·
Sales procedentes de ácido débil y
base débil.
Sales procedentes de ácido fuerte y base
fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE
HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que
es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy
débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:
Na + + 2 H 2 O ¬¾ NaOH + H 3 O +
Cl - + H 2 O ¬¾ HCl
+ OH -
están muy desplazado hacia la izquierda, y por
tanto, su reacción con el agua es insignificante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO–
Se produce HIDRÓLISIS
BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona
con agua, pero el CH3–COO–
es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
CH 3 COO -
+ H 2 O Á CH 3 -COOH +OH -
lo que provoca que el pH > 7 (disolución
básica).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
Se produce HIDRÓLISIS
ÁCIDA ya que el NH4+
es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl–
es una base débil y no lo hace de forma significativa:
NH 4 + + H 2 O Á NH 3 + H 3 O +
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4+
como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será
ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya
que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)
Ejemplo:
Sabiendo que Ka (HCN) =
4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M. ·
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN–
un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:
NC - + H 2 O Á HCN + OH -
Hidrólisis: CN– + H2O
Á HCN +
OH–
Conc ININ . ( M ) 0,01 0 0 Conc equil .
( M ) 0,01 (1- un ) 0,01 a 0,01 ONU
( M ) 0,01 (1- un ) 0,01 a 0,01 ONU
Despreciando a frente a 1, se obtiene que a = 0,05
Caso de no despreciar, puesto que se encuentra
bastante al límite, resolveríamos la ecuación de segundo grado que nos daría un
a = 0,0488.
pH = -log [H 3 O + ] = -log 2,0 x 10 -11
M = 10,7
Razone utilizando los equilibrios
correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente
son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato
sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de
bario 0,01 M.
Disoluciones amortiguadoras (tampón) ·
Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:
Disoluciones de
ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de
base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
Indicadores de pH (ácido- base).
Son sustancias orgánicas que cambian de color
al pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O Á In–
+ H3O+
forma ácida forma básica
forma ácida forma básica
Uno de los indicadores más utilizados e la
fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma básica rosa fucsia, y
cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, para
medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza
habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH,
por contener una mezcla de distintos indicadores.
Algunos indicadores de los más
utilizados son:
Indicador
|
Color forma
ácida
|
Color forma
básica
|
Zona de viraje
(pH)
|
Violeta de metilo
|
Amarillo
|
Violeta
|
0-2
|
Rojo Congo
|
Azul
|
Rojo
|
3-5
|
Rojo de metilo
|
Rojo
|
Amarillo
|
4-6
|
Tornasol
|
Rojo
|
Azul
|
6-8
|
Fenolftaleína
|
Incoloro
|
Rosa
|
8-10
|
Para facilidad en el cálculo y dado que el pH
es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera
apreciable cuando:
[Hin]> 10 [En - ] o [Hin] <1/10 [En - ]
Aplicando logaritmos decimales y
cambiando de signo:
Valoraciones
ácido-base
Valorar es medir la concentración de un
determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido
utilizado en la reacción de neutralización.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración
conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).
La reacción de neutralización puede escribirse:
b H ONU A + B (OH) b ® B a A b + a x b H 2 O
En realidad, la sal BaAb
se encuentra disociada (a Bb+
+ b Aa–), por lo que la
única reacción es: H3O+ + OH– ® 2 H2O, en donde: “a” = nº de H+ del ácido y “b” = nº de OH– de la base.
Para que n(H3O+)
se igual que n(OH–) debe
cumplirse que:
n (ácido) x Una = n (base) x b
V ácido x [ácido] x a = V de la base de x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración
expresada como Normalidad:
Normalidad
= Molaridad x n (H u
OH)
En ácido x N ácido V = base de x N de base
En el caso de sales procedentes de ácido o
base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante
de la neutralización.
Ejemplo de valoraciones ácido-base.
100 ml de una disolución de H2SO4
se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál
será la [H2SO4]?
3 H 2 SO 4 + 2 Al (OH) 3
®
3SO 4 2- + 2Al 3+ + 6 H 2 O
n (H 2 SO 4 ) x 2 = n [Al (OH) 3 ] x 3
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2, de donde:
V ácido x N de ácido = V de la base x N de la base ( N de la base = 3 x M de la base )
100 ml x N ácido = 25 ml
x 6 N Þ N ácido = 1,5 N
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo
estequiométrico, pues conocemos:
n (Al (OH) 3 = V x H = 25 ml x 2 M = 50 milimoles :
3 H 2 SO 4 + 2 Al (OH) 3
®
3SO 4 2- + 2Al 3+ + 6 H 2 O
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