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Contenidos1.- Características de ácidos y bases2.- Evolución histórica del concepto de
ácido y base.2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.3. Teoría de Lewis
3.- Equilibrio de ionización del agua. pH.4.- Fuerza de ácidos y bases.
4.1. Ácidos y bases conjugadas.4.2. Relación entre Ka y Kb.4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH,
constantes, grado de disociación
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Contenidos5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.5.5. Calculo de concentraciones y pH.
6.- Disoluciones amortiguadoras. 7.- Indicadores de ácido-base. 8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
8.1. Neutralización
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CaracterísticasÁCIDOS:
Tienen sabor agrio.Son corrosivos para la
piel.Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.Disuelven sustanciasAtacan a los metales
desprendiendo H2.Pierden sus propiedades
al reaccionar con bases.
BASES: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.
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Definición de ArrheniusPublica en 1884 su teoría de
“disociación iónica”.Hay sustancias (electrolitos) que en
disolución se disocian en cationes y aniones.ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
disocia cationes H+ (protones).BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH– (iones hidroxilo u oxidrilo).
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DisociaciónÁCIDOS:AH (en disolución acuosa) A– + H+
Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
BASES:BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
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NeutralizaciónSe produce al reaccionar un ácido con una base
por formación de agua: H+ + OH– — H2OEl anión que se disoció del ácido y el catión que
se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–) La teoría de Arrhenius, aunque constituyó un
gran avance, tiene importantes limitaciones, ya que reduce excesivamente los conceptos de ácido y base.
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Teoría de Brönsted-Lowry.En 1923, el danés J. N. Brönsted y el inglés T.
M Lowry propusieron, independientemente una teoría que ampliaba los conceptos expuestos por Arrhenius.
ÁCIDOS:Toda especie química, molecular o iónica,
capaz de ceder un ión H+ a otra sustancia.
BASES:Toda especie química, molecular o iónica,
capaz de recibir un ión H+ de otra sustancia.
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Par Ácido/base conjugadoSiempre 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”.
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ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+
– H+
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Ejemplo de par Ácido/base conjugadoDisociación de un ácido:HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)
Disociación de una base:NH3 (g) + H2O (l) NH4
+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4
+ (ácido conjugado)
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Las definiciones de ácido y base dadas por Brönsted y Lowry son más amplias que las de Arrhenius:
No se limitan a disoluciones acuosas y son válidas para cualquier disolvente.
Aunque la definición de ácido puede considerarse casi análoga en las dos teorías, la definición de Brönsted y Lowry para las bases permite incluir como tales sustancias que no lo eran para Arrhenius, como NH3, s2-
El NaOH y en general los hidróxidos, son propiamente bases de Brönsted- Lowry, como lo eran para Arrhenius, ya que aunque no pueden recibir un protón, se disocian y producen el ion OH- , que es capaz de aceptarlo formando H2O. Es decir:
OH- + H3O+ 2H2O
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Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–
Kc = —————— H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
conocido como “producto iónico del agua” 15
[ ]× [ ] -w 3K H O OH
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Concepto de pH.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 = 10–7 M
Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:
pH = – log 10–7 = 7
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3pH log [H O ]
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Tipos de disolucionesÁcidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7En todos los casos:
Kw = H3O+ · OH–
si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
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ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de limón Cerveza
LecheSangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
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Concepto de pOH.A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
y aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
pH + pOH = 14para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
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Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que:
H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
entonces: KW 10–14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M
pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
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Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico tiene unadensidad 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.
a) ms ms% = —— x 100 = ——— x 100 mdn Vdn x d
ms % x d 20 x 1,2 gconc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L
Vdn 100 10–3 L x 100
ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L
b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,3
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Problema de Selectividad (Marzo 97)
Problema de Selectividad (Marzo 97)
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Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes: ()
Están totalmente disociadosEjemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
Electrolitos débiles: Están disociados parcialmente
Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–
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Electrolitos fuertes y débiles
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[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil
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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– CO3
2– + H2Oes decir, el ión HCO3
– actúa como ácido.
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.
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Fuerza de ácidos.En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
HA + H2O ↔ A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA
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3
2
[ ] [ ][ ]
[ ]C a
A H OK H O K
HA
constante de disociación
(K acidez)
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Fuerza de ácidos (cont.).Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado
casi en su totalidad. HCl, HClO4 ,HBr, HI, H2SO4 y HNO3
Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
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Ácidos polipróticosSon aquellos que pueden ceder más de un H+.( ej.: el H2CO3 es diprótico)
Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3
+ H2O ↔ HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O ↔ CO3
2– + H3O+
HCO3– · H3O+ CO3
2– · H3O+ Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
H2CO3 HCO3–
Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
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Fuerza de bases.En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:
B + H2O ↔ BH+ + OH–
BH+ x OH–
Kc = —————— B x [H2O]
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2
[ ] [ ][ ]
[ ]C b
BH OHK H O K
B (K basicidad)
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Fuerza de ácidos y bases (pK)Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
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.
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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: NH3 + H2O ↔ NH4+
+ OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
NH4+ x OH– x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x
De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
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Relación entre Ka y Kb conjugadaEquilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O ↔ A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua:A– + H2O ↔ HA + OH–
A– x H3O+ HA x OH– Ka = —————— ; Kb = —————— HA A–
A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–
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Relación entre Ka y Kb conjugada (cont.).
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que:Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.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).
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Fuerza de los ácidos y estructura molecular
Se ha comprobado experimentalmente que la fuerza de los ácidos tiene relación con la propia estructura de la molécula.
La energía del enlace H-X es determinante para justificar la fuerza de los ácidos. Cuanto menor es esa energía, menos estable es el enlace y con mayor facilidad se cede el protón.
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ÁCIDO ENERGÍA DE ENLACE (Kj/mol)
HF 568,2
HCl Aumento 431,9 sentido de
HBr de la fuerza 366,1 aumento
HI 298,3
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Cuanto más electronegativo es el halógeno, más atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno unido al H. Al polarizarse más el enlace O-H, el H se ioniza con más facilidad y el ácido es más fuerte.
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ÁCIDO EN del halógeno
HClO4 Aumento de
3,0 Sentido de aumento
HBrO4 la fuerza 2,8
HIO4 2,5
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Cuanto mayor es el número de átomos de O alrededor del Cl, mayo es la capacidad de éste para polarizar el enlace O-H y con más facilidad se cede el protón y será más fuerte.
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ÁCIDO NÚMERO DE OXIDACIÓN
HClO +1
HClO2 Sentido de aumento
+3 Sentido de aumento
HClO3 +5
HClO4 +7
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Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte.
Su reacción con el agua será: Ka x Kb = KW
CN– + H2O ↔ HCN + OH–
KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M
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Relación entre la constante y el grado de disociación “”
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), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2
(Kb = c 2 )Así:
39
b
cK
2
1
23
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )a
A H O c c cK
HA c
aK
c bK
c
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Una disolución de HBO2 10-2 M tiene un 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).
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–
4 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) Ka = c x 2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10
c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5
40
Problema de Selectividad (Marzo 98)
Problema de Selectividad (Marzo 98)
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Ejerci 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. Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x
10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30 CH3COOH es ácido débil por lo que:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
0,05 0 0
0,05 –x x x
[H3O+] = 9,39 x 10-4 M pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
41
Problema Selectividad
(Junio 98)
Problema Selectividad
(Junio 98)
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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 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 x 10-5
b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10-4 mol.
Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:
V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros
Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml
42
Problema Selectividad
(Junio 98)
Problema Selectividad
(Junio 98)
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Hidrólisis de salesMuchas sales en disolución acuosa se comportan
como ácidos o bases, debido a que los iones producidos en su disociación son capaces de ceder H+ al agua o de recibirlos de ella.
Es la reacción de los iones de una sal con el agua.Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de
un ácido o una base débil:Hidrólisis ácida (de un catión):NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Hidrólisis básica (de un anión):CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
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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. Ejemplo: NaCl
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl
Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN
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Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaClNO 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 H2O NaOH + H3O+
Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda. El
equilibrio del agua no queda alterado y se mantiene su PH neutro.
45
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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 fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).Kh=Kw/Ka
46
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Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.Ejemplo: NH4ClSE 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:
NH4+ + H2O NH3
+ H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).Kh=Kw/Kb
47
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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 ion se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4
+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4
+)
48
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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.
La reacción de hidrólisis será:CN– + H2O HCN + OH–
HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M
1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M
49
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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.
CN– + H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01
0,01 HCN x OH– (0,01 )2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– 0,01(1–) M
se obtiene que = 0,05 KW 10–14 M2
H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M OH– 0,01 M x 0,05
pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
50
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Ejercicio C: 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 amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya queCH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3
– ni el catión Na+ reaccionan con agua por
proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.
51
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
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Ejercicio C: 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 amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya queNH4
+ + H2O NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el SO4
2– no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)
52
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
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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.
53
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Comportamiento del sistema CH3COOH/CH3COONa
La disolución acuosa contiene:Una sal, el acetato de sodio, totalmente disociada
por ser electrolito fuerte.CH3COONa CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Un ácido débil, el CH3COOH, sólo parcialmente ionizado.
CH3COOH (aq)+ H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO-
(aq)
La presencia del ión común CH3COO- , proporcionado por la sal disociada hace que el equilibrio esté muy desplazado hacia la izquierda.
54
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El ácido apenas está disociado y la presencia de iones H3O+ en la disolución es muy escasa. Si se añade una pequeña cantidad de ácido, la
concentración de (H3O+) aumenta y el equilibrio se desplaza aún más hacia la izquierda para disminuirla: la concentración de (H3O+) apenas varía y, por lo tanto, el pH tampoco lo hace de modo significativo.
Si se añade una pequeña cantidad de base, la concentración de (H3O+) disminuye y el equilibrio se desplazará hacia la derecha para producir iones H3O+ que neutralizan la presencia de iones OH- , con lo que prácticamente tampoco varía el pH.
Como la sal está totalmente disociada y el ácido apenas lo está, el valor del pH puede deducirse:
55
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PH= -log(Ka* Ma/Mb) donde Ma y Mb son las concentraciones del ácido acético y del acetato de sodio respectivamente.
En general, para un sistema amortiguador formado por un ácido HA y su base conjugada A-, monovalente, se cumple:
(H3O+) = Ka* (ácido)/(sal)
Para un sistema formado por una base B y su ácido conjugado, se cumple que:
(OH-)=Kb*(base)/(sal)
56
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En muchas reacciones de laboratorio, en procesos industriales y en sistemas biológicos, tiene especial importancia el mantenimiento de un pH constante.
Por ejemplo, la sangre mantiene aproximadamente constante el valor de 7,4 de su pH, debido a la presencia de sistemas amortiguadores (tampones); el más conocido de ellos es el formado por H2CO3 y HCO3
- El riñón también contribuye a mantener el
equilibrio ácido-base; para controlar el pH de la sangre mantiene o extrae sustancias ácidas o básicas .
En el caso de que fallen los sistemas de control de pH, se alteran la mayoría de procesos celulares y se producen daños irreparables en los individuos.57
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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
58
© Ed. Santillana
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Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka
(CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
El acetato está totalmente disociado:CH3–COONa CH3–COO– + Na+
El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0
ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
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Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M
De donde se deduce que:x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,74
60
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Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH;b) 0,01 moles de HCl?
a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización del ácido acético:CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O
Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen:[CH3COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M[CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,19 0,21 0
ceq (M) 0,19 – x 0,21 + x x
61
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Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH;b) 0,01 moles de HCl?
(0,21 + x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ———————
(0,19 – x) M
De donde se deduce que x = H3O+ = 1,63 · 10–5 M pH = – log H3O+ = 4,79
b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con los CH3COO–: CH3COO–+ HCl CH3COOH + Cl–
[CH3COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M[CH3COO–] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M
Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70
62
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Indicadores de pH (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O In– + H3O+
forma ácida forma básicaEl cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–] In– · H3O+ HIn
Ka = —————— H3O+ = Ka · ——— HIn In–
pH = pKa + log In– / HIn = pKa 163
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Algunos indicadores de pH
IndicadorIndicadorColor Color forma forma ácidaácida
Color forma Color forma básicabásica
Zona de Zona de viraje viraje (pH)(pH)
Violeta de Violeta de metilometilo AmarilloAmarillo VioletaVioleta 0-20-2
Rojo CongoRojo Congo AzulAzul RojoRojo 3-53-5
Rojo de Rojo de metilometilo RojoRojo AmarilloAmarillo 4-64-6
TornasolTornasol RojoRojo AzulAzul 6-86-8
FenolftaleínFenolftaleínaa
IncoloroIncoloro RosaRosa 8-108-1064
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Valoraciones ácido-baseValorar 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.
65
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Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
66
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12 10 8642
pH
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Valoraciones ácido-base.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 HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O
En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH– 2 H2O
n(ácido) x a = n(base) x b
67
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Valoraciones ácido-base Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
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.
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Simulación
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Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ +
6 H2O
n base=25 ml x 2 M = 0,025 molMediante factores de conversión, se calculan
los moles de ácidon ácido= 0,075 mol 0,075 mol
Mácido = ——————— = 0,75 M 0,100 L
[H2SO4] = 0,75 M
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Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3 ————— = —————— n(H2SO4) 50 mmoles
n(H2SO4) = 75 mmol n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) 100 ml
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Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?
a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M 10,1 ml
b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre:m(á. acético) = Molaridad x M x V =
= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g msoluto 60 g
% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % mdisolución 1060 g
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