Reacciones ácido-base:

equilibrios cotidianos

Prof: Mario Azan

Diferenciando ácidos y bases

Indicadores ácido-base

• Extracto vegetal, el

cual adquiere dos

colores claramente

diferenciados según

se encuentre en un

medio ácido o en un

medio básico.

Teorías ácido-base 1887

Según Arrhenius (1859-1927) - ácidos son sustancias que dan iones hidrógeno, H+

-bases son sustancias que dan iones hidroxilo, OH-

Según Brönsted y Lowry (1923) en disolución acuosa

-ácidos son especies dadoras de protones, éstos pasan seguidamente a moléculas de agua, formándose H3O

+

-bases son especies que reciben protones del agua, éstas se transforman en iones hidroxilo, OH-.

Las reacciones pueden describirse en términos de pares conjugados. El ácido y su base conjugada constituyen un sistema conjugado. Ácido y base se diferencian en un protón. Puede representarse: ácido base conjugada + protón El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra base. En consecuencia se establece un equilibrio en un doble sistema conjugado:

acido 1 + base 2 base 1 + acido 2

Recordatorio

“ La formula de una base conjugada siempre

tiene un átomo de hidrogeno menos y una

carga negativa mas que la formula del

ácido correspondiente”

Reacciones de neutralización La reacción entre soluciones ácidas y básicas

se llama neutralización

El agua como anfótero

Equilibrio iónico del agua

Equilibrio iónico del agua

CONCEPTO DE pH.

La concentración de iones H3O+ en mol/l suelen variar entre los límites 10-14 y 100. Para expresar estas concentraciones mediante números sencillos Sörensen, en 1909 introdujo el concepto de pH. El pH es una medida del grado de acidez de las sustancias y corresponde al logaritmo negativo de la concentración de protones, [H+]. pH = -log[H+]

La acidez se define a través del pH, donde:

pH= -log [H+]

A 25 ºC se cumple que Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14

tomando logaritmos y cambiando el signo -log Kw = - log [H3O+] - log [OH-] pKw = pH + pOH = 14 Esta expresión permite relacionar las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo en una disolución.

[ H3O+ ] pH carácter

10 -1 1 ácido

10 -2 2 ácido

10 -3 3 ácido

10 -4 4 ácido

10 -5 5 ácido

10 -6 6 ácido

10 -7 7 neutro

10 -8 8 básico

10 -9 9 básico

10 -10 10 básico

10 -11 11 básico

10 -12 12 básico

10 -13 13 básico

10 -14 14 básico

Medición y calculo de pH

La concentración de iones OH- en cierta

disolución amoniacal para limpieza

domestica, es 0,0025M. Calcule la

concentración de iones H+

Ejercicio

La concentración de iones H+ en cierta

disolución de vinagre para aliñar ensaladas,

es 1,0 x 10-6M. Calcule la concentración de

iones OH-

Ejercicio

La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa fue de 3,2x10-4M inmediatamente después de haber sido destapada. Solo se consumió la mitad del vino; se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrogeno igual a 1,0x10-3M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones.

Súper capo

El pH del agua de lluvia colectada en cierta

región del noreste de Chile fue de 4,82.

Calculese la concentración de H+ en esa

agua dulce.

Extra súper capo

¿Cuál será el pH de una disolución de

hidróxido de sodio (NaOH) que tiene un

pOH de 4?

¿Y cual es la concentración de H+?

Fuerza de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes: las sustancias

ácidas y básicas que se disocian

completamente en solución acuosa son

ácidos y bases fuertes.

Ácidos y bases débiles: los ácidos y

bases débiles son sustancias que en

solución acuosa se disocian

parcialmente, estableciéndose un

equilibrio entre la fase molecular y la

fase iónica.

Soluciones ácidas y básicas: sistema en equilibrio (

constante de disociación)

¿Cómo leemos los valores de la

constante de disociación?

En las soluciones de ácidos y bases

fuertes, el equilibrio esta desplazado

hacia la forma disociada, es decir,

hacia los productos.

En las soluciones de ácidos y bases

débiles, el equilibrio esta

desplazado hacia la forma

molecular, es decir, hacia los

reactantes.

Titilación: aplicación practica de la

neutralización

La titulación es una técnica

que sirve para averiguar la

concentración que tiene una

solución ácida o básica,

mediante una neutralización

controlada.

Titulaciones

En una experiencia realizada en un

laboratorio se neutralizan 50 mL de ácido

clorhídrico (HCl) con 100 mL de hidróxido

de sodio (NaOH) 0,5 M. ¿Cuál es la

concentración molar del ácido clorhídrico?

Se necesitan titular 40 mL de solución de

ácido sulfúrico (H2SO4) con una solución

de hidróxido de sodio (NaOH) de

concentración igual a 0,05 mol/L. Si en la

titilación se ocupan 80 mL de hidróxido de

sodio para alcanzar el punto de

equivalencia, ¿Cuál es la concentración del

ácido?

Identifique los pares conjugados

ácido-base en las siguientes

reacciones:

NH3(ac) + HF(ac) <---> NH4+

(ac) + F-(ac)

CH3COOH(ac) + H2O(l) <--> CH3COO(ac)+

H3O+

(ac)

NH2- +NH3 -> NH3

+ + NH2-

Prueba 21 de Agosto

Paginas de la 95 a la 99

•Fuertes •Débiles

Ácido débil: se debe tomar en

cuenta la Ka Se puede escribir la siguiente ecuación

matemática

HA + H2O H3O+ + A-

Inicial Ca 0 0

En el equilibrio Ca-x x x

-Por lo tanto:

Ka = (x) (x)

(Ca-x)

Ka = x2/Ca

Ejemplo

Calcular el pH en una solución de ácido

acético (CH3COOH) que tiene una

concentración de 0,50 mol/L. La Ka del

ácido acético es 1,8x10-5

CH3COOH<---> CH3COO- + H+

Ejercicio súper capo

La Ka del ácido cianhídrico, HCN, es

4,8x10-10. Calcule su pOH si la

concentración del ácido cianhídrico es de

0,355mol/L.

Disoluciones amortiguadoras Son aquellas que tienen la característica de

resistir a un cambio de pH después de la adición de pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte, o después de diluir la solución

Existe 1 situación que nos interesa:

Combinación de ácido débil y una sal del mismo ácido.

pH = PKa + log (sal)

(ácido)

Ejemplo de equilibrio del ácido y su

sal Equilibrio del ácido

CH3COOH<--->CH3COO- + H+

Equilibrio de la sal

CH3COONa<---> CH3COO- + Na+

-El aumento de la concentración de H+ genera:

CH3COO- + H+-----> CH3COOH

-Un aumento de la concentración de OH- genera:

CH3COOH + OH- -----> H2O + CH3COO-

Ejercicio

Calcular el pH de una solución que es 0,2

mol/L en ácido acético (HAc) y 0,2 mol/L

de acetato de sodio (NaAc)

A 200mL de la disolución se le agrega

0,001 mol de ácido clorhídrico (HCl).

Determine el pH de la nueva disolución.

El comportamiento ácido o básico de las

disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal

reacciona con el agua y se produce la hidrólisis.

HIDRÓLISIS

Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4 casos distintos: Sal de ácido fuerte y base fuerte. HCl + NaOH « NaCl + H2O

Ej) NaCl, KI, NaNO3

, etc. •Na+ + H2O ® No reacciona. •Cl- + H2O ® No reacciona

Sal de ácido fuerte y base débil. HCl + NH3 « NH4

+ Cl-

Ej) NH4Cl, NH4NO3, etc.

Cl- no hidroliza NH4

+ hidroliza

Sal de ácido débil y base fuerte.

HCH3COO + NaOH « Na+CH3COO-

Ej) NaCH3COO, KCN, Na2CO3, etc.

Na+ no hidroliza

CH3COO- hidroliza

Sal de ácido débil y base débil. HCH3COO + NH3 « NH4

+ + CH3COO-

Ej) NH4CH3COO,NH4CO3

NH4+

ambos hidrolizan CH3COO

Titulación