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Teoria de acido base

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Teoria de acido base

  1. 1. 1ÁCIDO-BASE
  2. 2. Características2 ÁCIDOS: BASES:  Tienen sabor agrio.  Tiene sabor amargo.  Son corrosivos para la  Suaves al tacto pero piel. corrosivos con la piel.  Enrojecen ciertos  Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. colorantes vegetales.  Disuelven sustancias  Precipitan sustancias  Atacan a los metales disueltas por ácidos. desprendiendo H2.  Disuelven grasas.  Pierden sus  Pierden sus propiedades al propiedades al reaccionar con bases. reaccionar con ácidos.
  3. 3. Definición de Arrhenius3  Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. iónica”  Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.  ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.  BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.
  4. 4. Disociación4  ÁCIDOS:  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–
  5. 5. Neutralización5  Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:  H+ + OH– —→ H2O  El 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–)
  6. 6. 6 Teoría de Brönsted-Lowry.  ÁCIDOS:  “Sustancia que en disolución cede H+”.  BASES:  “Sustancia que en disolución acepta H+”.
  7. 7. Par Ácido/base conjugado7  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”. – H+ ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) + H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) – H+
  8. 8. Ejemplo de par Ácido/base8 conjugado Disociación de un ácido:  HCl (g) + H O (l) → H O+(ac) + Cl– (ac) 2 3  En este caso el H O actúa como base y el HCl 2 al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base:  NH (g) + H O (l)  NH4+ + OH– 3 2  En este caso el H O actúa como ácido pues 2 cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)
  9. 9. Teoría de Lewis ( )9 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”.
  10. 10. 10 Teoría de Lewis (Ejemplos)  HCl (g) + H2O (l) → H3O+(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+).  NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + 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+).
  11. 11. Teoría de Lewis (cont.)11  De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:  AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3  Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H | | | | Cl H Cl H
  12. 12. Equilibrio de ionización del agua.12  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 Kw = [H3O + ]Kw[= Kc-·][H2O]2 líquido, llamaremos × OH
  13. 13. Concepto de pH.13  El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2  En el caso del agua pura:  ———– –7 [H3O ] = [OH ] = √ 10 M2 = 10 M + – –14  Se denomina pH a:  pH de log [H3 O+ ] como [H O+]=10–7 Y para el caso = − agua pura, 3 M:  pH = – log 10–7 = 7
  14. 14. Tipos de disoluciones14  Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7  Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7  Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7  En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–]  luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
  15. 15. Gráfica de pH en sustancias15 comunes ÁCIDO BÁSICO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Zumo de Leche Agua mar limón Cerveza Sangre Amoniaco Agua destilada
  16. 16. 16Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: pOH = − log [OH− ] Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.
  17. 17. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [OH– ] y el pOH a la temperatura de 25ºC?17  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
  18. 18. Problema de Problema de Selectividad Selectividad Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico (Marzo 97) (Marzo 97) tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración18 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 %xd 20 x 1,2 g conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L Vdn 100 10 L x 100 –3 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
  19. 19. 19 Electrolitos 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–
  20. 20. 20 Electrolitos fuertes y débiles Ácido fuerte Ácido débil [HA] [A–] [H+] [HA] [HA] [A–] [H+]
  21. 21. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como21 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
  22. 22. 22 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] [ A − ] × [ H3O + ] constante de K C × [ H 2O ] = = K a ⇐ disociación [HA] (K acidez)
  23. 23. Fuerza de ácidos (cont.).23  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.  Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.  Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
  24. 24. Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un24  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 M  La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
  25. 25. 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– ,25 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): [H0,08 – x                 x            [H2 PO4 ] × 3O + ] − x2 K a1 = x = = 7,5 × 10 −3 M [H PO ] 3 4 0,08 − x [H2 PO4 ] = [H3O + ] = 0,021 M − ⇒ x = 0,021
  26. 26. 26Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO42– +  H3O+ c. in.(mol/l):    0,021                    0          0,021 c. eq.(mol/l):  O + ] y ×– y                 y        0,021 [HPO4 − ] × [H3 0,021 (0,021 + y ) 0,021y 2 +yKa2 = − = ; = 6,2 × 10−8 M [H2 PO4 ] 0,021 − y 0,021 [HPO4 − ] = 6,2 × 10 −8 M 2⇒ y = 6,2 x 10–8 M Equilibrio 3: HPO42–  + H2O   PO43– +  H3O+ c. in.(mol/l): 3O6,2 z × (0,021 + z )    0,021 0        [H3 PO4 ] × [H + ] x 10        –8 z =K a  0,021 2 = ; = 2,2 × 10 −13 M [HPO4 − ] 2 6,2 × 10 −8 − z 6,2 × 10 −8 c. eq.(mol/l):  6,2 x 10–8– z              z       0,021 +z [PO4 − ] = 6,5 × 10 −19 M 3
  27. 27. Fuerza de bases.27  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–] [BH+] x [OH–] Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O] = —————— [B] x [H2O] [B] [BH + ] × [OH − ] KC × [H 2 O ] = = Kb ⇐ (K basicidad) [B ]
  28. 28. Fuerza de ácidos y bases (pK)28  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.
  29. 29. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb29 (25ºC) = 1,8 · 10–5 M  Equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH–  conc. in.(mol/l): 0,2 0 0  conc. 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
  30. 30. Relación entre Ka y Kb30 conjugada  Equilibrio 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–]
  31. 31. Relación entre Ka y Kb31 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).
  32. 32. Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos32 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
  33. 33. Relación entre la constante33 y 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: Ka Kb α= α= c c
  34. 34. Problema de Problema de Selectividad Selectividad (Marzo 98) Ejemplo: Una disolución de HBO2 10-2 M (Marzo 98) tiene un de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su base34 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 d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M
  35. 35. Problema Problema Selectividad Selectividad Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos (Junio 98) matraces, (Junio 98) uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de35 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
  36. 36. Problema Problema Selectividad Selectividad Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos (Junio 98) matraces, (Junio 98) uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de36 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
  37. 37. Hidrólisis de sales37  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–
  38. 38. Tipos de hidrólisis.38  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
  39. 39. Sales procedentes de ácido39 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 H2O NaOH + H3O+  Cl– + H2O HCl + OH–  están muy desplazado hacia la izquierda.
  40. 40. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.40  Ejemplo: Na CH–COO + 3 –  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).
  41. 41. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.41  Ejemplo: NHCl4  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:  NH4+ + H2O  NH3 + H3O+  lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
  42. 42. Sales procedentes de ácido débil y base débil.42  Ejemplo: NHCN4  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 y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)
  43. 43. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una43 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
  44. 44. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una44 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
  45. 45. Problema de Problema de Selectividad Selectividad Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios(Septiembre 98) correspondientes, si los pH de las disoluciones que se (Septiembre 98) relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c)45 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 neutro NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.
  46. 46. Problema de Problema de Selectividad Selectividad Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios(Septiembre 98) correspondientes, si los pH de las disoluciones que se (Septiembre 98) relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c)46 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)
  47. 47. Disoluciones amortiguadoras47 (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.
  48. 48. Variación del pH al añadir pequeñascantidades de NaOH o HCl48 © Ed. Santillana
  49. 49. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración49 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
  50. 50. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración50 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 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
  51. 51. Indicadores de pH53 (ácido- base)  Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:  HIn + H2O  In– + H3O+ fo rm a á c id a fo rm a bá s ic a  El 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 ± 1
  52. 52. 54Algunos 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
  53. 53. Valoraciones ácido-base55  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.
  54. 54. Gráfica de valoración de vinagre56 con NaOH pH 12 10 8 Zona de viraje fenolftaleína 6 4 2 20 40 60 V NaOH(ml)
  55. 55. Valoraciones ácido-base.57  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
  56. 56. Simulación Valoraciones ácido-base58  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.
  57. 57. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de59 Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?Vídeo 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O  25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M x 2 ácido  De donde:  25 ml x 2 M x 3 Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2  [H2SO4] = 0,75 M  V x N = V x N ácido ácido bas base (Nbase= 3 x Mbase)  100 ml x N = 25 ml x 6 N ácido ácido = 1,5 N ⇒ M = Nácido/2 = 0,75 M  N ácido
  58. 58. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de60 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(H SO ) = 75 mmol 2 4  n (H2SO4) 75 mmol [H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) 100 ml

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