Tema 5

Reacciones de transferencia

de protones

Ácidos y bases

“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio

tan importante con el de ácidos y bases”

B. M. Mahan y R. J. Myers

Química. Curso Universitario (4ª ed.).

CONTENIDO

5.1 Definiciones de ácidos y bases.

5. 2 Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización, Ka y Kb

5.3 Producto iónico del agua

5.4 Relación entre Ka y Kb

5.5 Concepto de pH

5.6 Estudio cualitativo de la hidrólisis

5.7 Neutralización

5.8 Estequiometría y pH del punto de equivalencia

5.9 Volumetrías de neutralización

5.10 Indicadores ácido-base

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 5.1 5.1.1.- Definición operacional

En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los

ácidos y las bases a partir de algunas de sus propiedades.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 5.1

5. 1.2.- Arrhenius (1883)

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+

HCl ⇆ H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-

NaOH ⇆ Na+ (aq) + OH- (aq)

Svante Arrhenius (1859-1927)

[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha

prestado al avance de la química mediante su teoría

electrolítica de la disociación”.

1903

Tercer premio Nobel

de Química

Limitaciones:

* Sustancias con propiedades básicas que no contienen

iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido, CO32-)

* Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

5.1.3.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

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

ácido base base ácido

Transferencia

protónica

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

* Ya no se limita a disoluciones acuosas

* Se explica el comportamiento básico de, p.ej. NH3 Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera (puede actuar como

ácido o como base)

Thomas Martin Lowry (1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)

Pág. 130: Ejemplo, actividades 1, 2, 3

Pág. 156: Ejemplo, actividades 1, 2,

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.

CONSTANTES DE IONIZACIÓN, Ka y Kb 5.2 Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir

o aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

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

[HA]

]O][H[AK 3

a

Constante de acidez (de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka

Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, HI, H2SO4)

se encuentra totalmente disociado

(Ka >> 1, Ka )

Análogamente con las bases:

B (aq) + H2O (l) ⇆ BH+ (aq) + OH- (aq) [B]

]][OH[BHK b

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb

Caso extremo: base fuerte (p.ej. Hidróxidos de metales alcalinos

y alcalino térreos: NaOH, KOH, ...)

se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb )

Pág. 132: actividades 4-5

Pág. 135-136: ejemplos Cálculo concentraciones en el equilibrio

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA: 5.3 Equilibrio de autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + OH- (aq)

A 25ºC, Ka = 1,8·10-16

OH

OH·OHK

2

3

a

OH·OHOHK32a

1mol·L 55,5 .cteOH2

OH·OHK3W

Producto iónico del agua

Agua pura: [H3O+] = [OH-]= 10-7

DISOLUCIÓN

NEUTRA

[H3O+] = [OH-]

A 25ºC [H3O+] = 10-7

DISOLUCIÓN

ÁCIDA

[H3O+] > [OH-]

A 25ºC [H3O+] > 10-7

DISOLUCIÓN

BÁSICA

[H3O+] < [OH-]

A 25ºC [H3O+] < 10-7

Producto iónico del agua = Kw = [H3O+][OH-]

Producto iónico del agua

A 25ºC, Kw = 10-14

Pág. 137: ejemplos y actividades 6 y 7

En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

Kw = Ka Kb

5.4 RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb

La base conjugada, A- , en presencia de agua capta un protón según el

equilibrio:

A- (aq) + H2O (l) ⇆ AH (aq) + OH- (aq) ][A

][AH][OHK

-b

Si multiplicamos numerador y denominador por H3O+ :

]O[H

]O[H

][A

][AH][OHK

3

3

-b

=

a

w

K

K

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

Kw = Ka Kb

Pág. 138-139: ejemplo, pág. 156: actividades 4, 5 y 6