2q 06 acidos bases
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  • 1. Ácido-Base Unidad 6 1
  • 2. 2 Contenidos (1)1.- Características de ácidos y basees2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.3. Teoría de Lewis ( )3.-  Equilibrio de ionización del agua. Concepto de 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
  • 3. 3 Contenidos (2)5.- 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).
  • 4. 4 Características ÁCIDOS: BASES:Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo.Son corrosivos para la Suaves al tacto peropiel. corrosivos con la piel.Enrojecen ciertos Dan color azul a ciertoscolorantes vegetales. colorantes vegetales.Disuelven sustancias Precipitan sustanciasAtacan a los metales disueltas por ácidos.desprendiendo H2. Disuelven grasas.Pierden sus propiedades al Pierden sus propiedades alreaccionar con bases. reaccionar con ácidos.
  • 5. 5 Definición de ArrheniusPublica en 1887 su teoría de“disociación iónica”. disociación iónica”* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.ÁCIDO: Sustancia que en disoluciónacuosa disocia cationes H+.BASE: Sustancia que en disolución acuosadisocia aniones OH–.
  • 6. 6 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–
  • 7. 7 NeutralizaciónSe produce al reaccionar un ácido con unabase por formación de agua: H+ + OH– —→ H2OEl anión que se disoció del ácido y el catiónque se disoció de la base quedan endisolución inalterados (sal disociada):NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
  • 8. 8Teoría de Brönsted-Lowry.ÁCIDOS:“Sustancia que en disolución cede H+”.BASES:“Sustancia que en disolución acepta H +”.
  • 9. 9Par Ácido/base conjugadoSiempre que una sustancia se comporta comoácido (cede H+) hay otra que se comporta comobase (captura dichos H+).Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su“base conjugada” y cuando una base capturaH+ se convierte en su “ácido conjugado”. – H+ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) + H+ + H+BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) – H+
  • 10. 10 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)
  • 11. 11 Teoría de Lewis ( )ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
  • 12. 12Teoría de Lewis (Ejemplos)HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)En este caso el HCl es un ácido porquecontiene un átomo (de H) que al disociarsey quedar como H+ va a aceptar un par deelectrones del H2O formando un enlacecovalente coordinado (H3O+).NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–En este caso el NH3 es una base porquecontiene un átomo (de N) capaz de aportarun par de electrones en la formación delenlace covalente coordinado (NH +).
  • 13. 13 Teoría de Lewis (cont.)De esta manera, sustancias que no tienenátomos de hidrógeno, como el AlCl3 puedenactuar como ácidos:AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | |Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H | | | | Cl H Cl H
  • 14. 14Equilibrio 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 = —————— [H2O]2 Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · [H2O]2 Kw = [H3O + ] × [OH - ] conocido como “producto iónico del agua” producto iónico del agua
  • 15. 15 Concepto de pH.El valor de dicho producto iónico del aguaes: KW (25ºC) = 10–14 M2En el caso del agua pura: ———– –7[H3O ] = [OH ] = √ 10–14 M2 = 10 M + –Se denomina pH a: pH = − log [H3 O+ ]Y para el caso de agua pura, como[H3O+]=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7
  • 16. 16 Tipos de disolucionesÁcidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–]luego si [H3O+] aumenta (disociación de unácido), entonces [OH–] debe disminuir paraque el producto de ambas concentracionescontinúe valiendo 10–14 M2
  • 17. 17 Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Zumo de Leche Agua mar limón Cerveza Sangre Amoniaco Agua destilada
  • 18. 18 Concepto de pOH.A veces se usa este otro concepto, casiidéntico al de pH: pOH = − log [OH− ]Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2Aplicando logaritmos y cambiando el signotendríamos: pH + pOH = 14para una temperatura de 25ºC.
  • 19. 19Ejemplo: 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
  • 20. Problema de Problema deSelectividad Selectividad Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú- 20 (Marzo 97) (Marzo 97) rico 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. a) ms ms % = —— x 100 = ——— x 100 ⇒ mdn Vdn x d ms % x d 20 x 1,2 g conc (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) = 2,35
  • 21. 21Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: (→ ) Están totalmente disociados * Ejemplos: 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–
  • 22. 22Electrolitos fuertes y débiles Ácido fuerte Ácido débil[HA] [A–] [H+] [HA] [HA] [A–] [H+]
  • 23. 23Ejemplo: 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. 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. base
  • 24. 24 Fuerza de ácidos.En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈constante) la fuerza de un ácido HA dependede la constante de equilibrio: HA + H2O  A– + H3O+ [A–] · [H3O+] [A–] · [H3O+]Kc = —————— ⇒ Kc · [H2O] = —————— [HA] · [H2O] [HA] [ A − ] × [ H3O + ] constante deK C × [ H 2O ] = = K a ⇐ disociación [HA] (K acidez)
  • 25. 25 Fuerza de ácidos (cont.).Según el valor de Ka hablaremos de ácidosfuertes o débiles:Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuerte y estarádisociado casi en su totalidad.Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sóloparcialmente disociado.Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
  • 26. 26 Ácidos polipróticosSon aquellos que pueden ceder más de un H +.Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.Existen pues, tantos equilibrios como H+disocie:H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ [HCO3– ] · [H3O+] [CO32– ] · [H3O+]Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— [H2CO3] [HCO3– ]Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 MLa constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
  • 27. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de 27 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: H3PO4 + H2O  H2PO4– + H3O+ c. in.(mol/l): 0,08 0 0 c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x [H2 PO4 ] × [H3O + ] − x2 K a1 = = = 7,5 × 10 −3 M [H3 PO4 ] 0,08 − x ⇒ x = 0,021 [H2 PO4 ] = [H3O + ] = 0,021 M −
  • 28. 28Equilibrio 2: H2PO4– + H2O  HPO42– + H3O+ c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021 c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y [HPO4 − ] × [H3O + ] y × (0,021 + y ) 0,021y 2Ka2 = − = ; = 6,2 × 10−8 M [H2 PO4 ] 0,021 − y 0,021⇒ y = 6,2 x 10–8 M [HPO4 − ] = 6,2 × 10 −8 M 2Equilibrio 3: HPO42– + H2O  PO43– + H3O+ c. in.(mol/l): 6,2 x 10–8 0 0,021 c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z z 0,021 + z [H3 PO4 ] × [H3O + ] z × (0,021 + z ) 0,021 zKa2 = = ; = 2,2 × 10 −13 M [HPO4 − ] 2 6,2 × 10 −8 − z 6,2 × 10 −8 ⇒ z = 6,5 x 10–19 M [PO4 − ] = 6,5 × 10 −19 M 3
  • 29. 29 Fuerza de bases.En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈constante) la fuerza de una base BOHdepende de la constante de equilibrio: B + H2O  BH+ + OH– [BH+] x [OH–] [BH+] x [OH–]Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O] = —————— [B] x [H2O] [B] [BH + ] × [OH − ]KC × [H 2 O ] = = Kb ⇐ (K basicidad) [B ]
  • 30. 30Fuerza de ácidos y bases (pK)Al igual que el pH se denomina pK a:pKa= – log Ka ; pKb= – log KbCuanto mayor es el valor de Ka o Kbmayor es la fuerza del ácido o de la base.Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK ao pKb menor es la fuerza del ácido o de labase.
  • 31. 31Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 MEquilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH–conc. in.(mol/l): 0,2 0 0conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x [NH4+] x [OH–] x2Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M [NH3] 0,2 – xDe donde se deduce que x = [OH–] = 1,9 x 10–3 MpOH = – log [OH–] = – log 1,9 x 10–3 = 2,72pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
  • 32. 32 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–]
  • 33. 33 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 esdébil.Si un ácido es débil su base conjugada esfuerte.A la constante del ácido o base conjugadaen la reacción con el agua se le suele llamarconstante de hidrólisis (Kh).
  • 34. 34Ejemplo: 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). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH– KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M
  • 35. 35 Relación entre la constantey el grado de disociación “α” En la disociación de un ácido o una base [ A− ] × [H3O + ] cα × cα cα 2 Ka = = = [HA] c (1 - α ) 1 − α Igualmente: cα 2 Kb = 1− α En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), α se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c α2 (Kb = c α2 ) De donde: α = K a α= Kb c c
  • 36. Problema de Problema deSelectividad Ejemplo: Una disolución de HBO2 10-2 M 36 Selectividad (Marzo 98) (Marzo 98) 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) Cal- cule, 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) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M α =[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 α2 = 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 – –3
  • 37. Problema ProblemaSelectividad Ejercicio B: En un laboratorio se 37 tienen dos Selectividad (Junio 98) (Junio 98) 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 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: Ka 1,8 ·10-5 M α = —— = ————— = 0,019 c 0,05 M [H3O+] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M pH = –log [H O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
  • 38. Problema ProblemaSelectividad Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos 38 Selectividad (Junio 98) (Junio 98) 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 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
  • 39. 39 Hidrólisis de salesEs la reacción de los iones de una sal con elagua.Sólo es apreciable cuando estos ionesproceden 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–
  • 40. 40 Tipos de hidrólisis.Según procedan el catión y el anión de unácido o una base fuerte o débil, las sales seclasifican en:Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. * Ejemplo: NaClSales procedentes de ácido débil y base fuerte. * Ejemplo: NaCNSales procedentes de ácido fuerte y base débil. * Ejemplo: NH4ClSales procedentes de ácido débil y base débil. * Ejemplo: NH4CN
  • 41. 41Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.Ejemplo: NaClNO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya quetanto el Na+ que es un ácido muy débilcomo el Cl– que es una base muy débilapenas reaccionan con agua. Es decir losequilibrios:Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+Cl– + H2O HCl + OH–están muy desplazado hacia la izquierda.
  • 42. 42Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.Ejemplo: Na+CH3–COO–SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICAya que el Na+ es un ácido muy débil yapenas reacciona con agua, pero elCH3–COO– es una base fuerte y si reaccionacon ésta de forma significativa:CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
  • 43. 43Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.Ejemplo: NH4ClSE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA yaque el NH4+ es un ácido relativamente fuertey reacciona con agua mientras que el Cl– esuna base débil y no lo hace de formasignificativa:NH4+ + H2O  NH3 + H3O+lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
  • 44. 44Sales procedentes de ácido débil y base débil.Ejemplo: NH4CNEn este caso tanto el catión NH4+ como elanión CN– se hidrolizan y la disolución seráácida o básica según qué ion se hidrolice enmayor grado.Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, ladisolución es básica ya que Kb(CN–) es +
  • 45. 45Ejemplo: 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–] KW Kh(CN–) = —————— = —————— = [CN–] 4,0 · 10–10 M 1 · 10–14 M2 Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M
  • 46. 46Ejemplo: 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 0 Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01 α 0,01 α [HCN] x [OH–] (0,01 α)2 M2 2,5 · 10–5 M = —————— = —————— [CN–] 0,01(1–α) M Despreciando α frente a 1, se obtiene que α = 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
  • 47. Problema de Problema de 47 Ejercicio C: Razone utilizando los Selectividad Selectividad(Septiembre 98) equilibrios correspondientes, si los pH de las (Septiembre 98) 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. a) Acetato potásico: pH básico, ya que básico CH3–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– neutro ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.
  • 48. Problema de Problema de 48 Ejercicio C: Razone utilizando los Selectividad Selectividad(Septiembre 98) equilibrios correspondientes, si los pH de las (Septiembre 98) 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. c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que ácido NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– 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)
  • 49. 49 Disolucionesamortiguadoras (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.
  • 50. 50Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl © Ed. Santillana
  • 51. 51Ejemplo: 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 0 ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
  • 52. 52Ejemplo: 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 [CH3–COO– ] · [H3O+] (0,2+x) · x M21,8 · 10–5 M = ————————— = —————— [CH3–COOH] (0,2 – x) MDe donde se deduce que:x = [H3O+] = 1,8 · 10–5 M pH = – log [H3O+] = 4,74
  • 53. 55 Indicadores de pH (ácido- base)Son sustancias que cambian de color alpasar de la forma ácida a la básica: HIn + H2O  In– + H3O+forma ácida forma básicaEl cambio de color se considera apreciablecuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–] [In–] · [H3O+] [HIn]Ka = —————— ⇒ [ H3O+ ] = Ka · ——— [HIn] [In–] –
  • 54. 56Algunos indicadores de pH Color forma Color forma Zona de Indicador ácida básica viraje (pH) Violeta de Amarillo Violeta 0-2 metiloRojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de Rojo Amarillo 4-6 metilo Tornasol Rojo Azul 6-8Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
  • 55. 57 Valoraciones ácido-baseValorar es medir laconcentración de undeterminado ácido obase a partir delanálisis volumétricode la base o ácidoutilizado en lareacción deneutralización.
  • 56. 58Gráfica de valoración de vinagre con NaOH pH12108 Zona de viraje fenolftaleína642 20 40 60 V NaOH(ml)
  • 57. 59Valoraciones ácido-base.La neutralización de un ácido/base con unabase/ácido de concentración conocida seconsigue cuando n(OH–) = n(H3O+).La reacción de neutralización puedeescribirse: b HaA + a B(OH)b → BaAb + a·b H2OEn realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) seencuentra disociada, por lo que la únicareacción es: H3O+ + OH– → 2 H2O n(ácido) x a = n(base) x b
  • 58. 60 Valoraciones ácido-baseVácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x bTodavía se usa mucho la concentraciónexpresada como Normalidad:Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Vácido x Nácido = Vbase x NbaseEn el caso de sales procedentes de ácido obase débiles debe utilizarse un indicadorque vire al pH de la sal resultante de laneutralización.
  • 59. 61Ejemplo: 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 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2 De donde: 25 ml x 2 M x 3 Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 [H2SO4] = 0,75 M Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase) 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N
  • 60. Ejemplo: 100 ml de una disolución62 H2SO4 de se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M 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 · 2 M = 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
  • 61. Problema de Problema de Selectividad Selectividad Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han 63(Septiembre 97) (Septiembre 97) 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 % m 1060 g