teoría ácido-base
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Página 1 de 6 www.estudia2ciencias.blogspot.com STUDIA 2 2 CIENCIAS E E EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE Según Arrhenius: -ácidos: sustancia que en disolución acuosa produce iones H + -bases: sustancia que en disolución acuosa produce iones OH - Disociación del agua El agua se disocia parcialmente en iones: H 2 O(ac) ↔ H + (ac) + OH - K w =[H + ]⋅[OH - ]=10 -14 a 25ºC Disoluciones ácidas, neutras y básicas - disolución neutra: [H + ] = [OH - ] = 10 -7 M / pH=7 - disolución ácida: [H + ] > 10 -7 M / pH<7 - disolución básica: [H + ] < 10 -7 M/ pH>7 pH Por definición el pH es menos el logaritmo de la concentración de protones, es decir, pH=-log[H + ] Ácidos fuertes y débiles ácido + H 2 O ↔ base conjugada + H 3 O + Los ácidos fuertes se disocian completamente en agua: - + + → + Cl O H O H HCl 3 2 inicialmente 2M _ _ después _ 2M 2M Es decir cuando ponemos en disolución el HCl, al final no queda nada de este compuesto, solo tenemos iones H + y Cl - Ácidos fuertes (hay que aprenderlos): HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 y HClO 4
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EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE Según Arrhenius: -ácidos: sustancia que en disolución acuosa produce iones H+ -bases: sustancia que en disolución acuosa produce iones OH- Disociación del agua El agua se disocia parcialmente en iones: H2O(ac) ↔ H+(ac) + OH- Kw=[H+]⋅[OH-]=10-14 a 25ºC Disoluciones ácidas, neutras y básicas
- disolución neutra: [H+] = [OH-] = 10-7 M / pH=7 - disolución ácida: [H+] > 10-7 M / pH<7 - disolución básica: [H+] < 10-7 M/ pH>7
pH Por definición el pH es menos el logaritmo de la concentración de protones, es decir, pH=-log[H+] Ácidos fuertes y débiles
ácido + H2O ↔ base conjugada + H3O+
Los ácidos fuertes se disocian completamente en agua: −+ +→+ ClOHOHHCl 32
inicialmente 2M _ _ después _ 2M 2M Es decir cuando ponemos en disolución el HCl, al final no queda nada de este compuesto, solo tenemos iones H+ y Cl-
Ácidos fuertes (hay que aprenderlos): HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 y HClO4
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Un ácido débil está sólo parcialmente disociado en disolución acuosa cuando llega al equilibrio: −+ +→+ FOHOHHF 32 inicialmente 2M _ _ equilibrio 2-x x x Bases fuertes y débiles
base + H2O ↔ ácido conjugado + OH-
Las bases fuertes se disocian completamente produciendo iones OH- −+ +↔ OHNaNaOH inicialmente 2M _ _ después _ 2M 2M Son bases fuertes: los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos Las bases débiles están sólo parcialmente disociados en el equilibrio: −+ +⇔+ OHNHOHNH 423 inicialmente 2M _ _ equilibrio 2-x x x Las constantes de equilibrio En las reacciones con ácido débiles o bases débiles, aparece un equilibrio, que viene dado por una constante de acidez: Ka o de basicidad: Kb, dependiendo de si lo que tenemos es un ácido o una base CH COOH ac H O CH COO H O3 2 3 3( ) + ⇔ +− +
KaCH COO H O
CH COOH=
− +3 3
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Las concentraciones que ponemos en la constante, son siempre concentraciones en el equilibrio Cuanto más pequeña es la constante que estemos estudiando, más débil es el ácido o más débil es la base.
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Las constantes ionización, Ka y Kb, de un par conjugado cumplen: Ka⋅Kb=Kw=10-14 Grado de ionización (α): es el porcentaje de mol que se ioniza, es decir, es el porcentaje que reacciona Se cumple que co⋅α=x Propiedades ácido-base de las disoluciones. - los iones que vienen de ácidos fuertes y bases fuertes al disociarse, no siguen reaccionando, por lo que van a dar disoluciones neutras: Cl-, Br-, I-, NO3
-, SO42- , ClO4-, Li
+, Na
+, K
+, Mg
2+, Ca
2+, Ba
2+…
NO3- + H2O →no reacciona
Na+ + H2O →no reacciona - los iones que proviene de un ácido débil: CH3COO
-, CO32-, S2-,
PO43-, CN-…
CH3COO-+ H2O ↔ CH3COOH + OH
- Kb=10-14/Ka Dan una disolución básica, porque desprendemos iones OH-
- los iones que vienen de base débil NH4+, … NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O
+ Ka=10-14/Kb Dan una disolución ácida, porque desprendemos iones H3O+ Hidrólisis de sales Recordamos que la constante de hidrólisis para cualquier especie del par ácido-base es: Ka ⋅ Kb=10-14 ácido fuerte + base fuerte: NaNO3 NaNO3 → Na+ + NO3- (no reacciona) Na+ + H2O→ (no reacciona) NO3- + H2O→ (no reacciona) pH = 7 disolución neutra
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ácido débil + base fuerte: CH3COONa CH3COONa → CH3COO- + Na+
Na+ + H2O→ (no reacciona) CH3COO- + H2O↔CH3COOH +OH- Khb=10-14/Ka La disolución tendrá concentración de iones OH- pH > 7 disolución básica ácido fuerte + base débil: NH4Cl NH4Cl→NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O↔NH3 + H3O+ Kha=10-14/Kb Cl- + H2O → (no reacciona) La disolución tendrá concentración de iones H3O+ pH < 7 disolución ácida ácido débil + base débil: CH3COONH4
CH3COONH4→NH4+ + CH3COO-
NH4+ + H2O↔NH3 + H3O+ Kha=10-14/Kb CH3COO- + H2O↔CH3COOH +OH- Khb=10-14/Ka La disolución será ácida o básica dependiendo de su constante de hidrólisis. De forma que: Si Ka = Kb ⇒ [H3O+] = [OH-] ⇒ pH = 7 Si Ka > Kb ⇒ [H3O+] > [OH-] ⇒ pH < 7 Si Ka < Kb ⇒ [H3O+] < [OH-] ⇒ pH > 7
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Disoluciones amortiguadoras Son mezclas de ácido débil y su base conjugada, o de una base débil y su ácido conjugado, que mantienen casi constante su concentración de H3O+ (su pH) cuando añadimos pequeñas cantidades de cualquier ácido o base: Ejemplo: Calculamos el pH de la disolución formada por: CH3COOH 0,70 M + CH3COONa 0,60 M CH3COOH + H2O ↔ CH3COO
- + H3O+ 0.7 _ 0.6 _ 0.7-x 0.6+x x
[ ][ ]
[ ]5
3
33 10.8,1 −−+
==COOHCH
COOCHOHKa
Mxx
xxKa 55 10.1,2
)7.0(
)6.0(10.8,1 −− =⇒
−+⋅==
También se puede calcular despreciando las cantidades que se disocian:
H O KaCH COOH
CH COOKa
ácido
salM3
3
3
5 51 8 100 70
0 602 1 10+
−− −= ≈ = =, .
,
,, . pH = 4,678
Las disoluciones amortiguadoras mantienen constante la [H3O+] y el pH aún cuando añadamos pequeñas cantidades de un ácido o una base fuertes. Supongamos que se añade 1 ml de HCl 1M a 1 litro de la disolución amortiguadora anterior
HCl + H2O → Cl- + H3O+ 0.001mol _ _ _
_ 0.001mol 0.001mol CH3COO
- + H3O+ ↔ CH3COOH + H2O 0.6mol 0.001 _ _ 0.599mol _ 0.001 _
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Dividimos entre 1L para pasar las cantidades a molar CH3COOH + H2O ↔ CH3COO
- + H3O+ 0.701M _ 0.599M _ 0.701-x 0.599+x x
[ ][ ]
[ ]5
3
33 10.8,1 −−+
==COOHCH
COOCHOHKa
H O M3
5 51 8 100 701
0 5992 1 10+ − −= =, .
,
,, . pH = 4,676
La mayoría de las disoluciones amortiguadoras se preparan añadiendo una disolución de NaOH a un ácido débil, o una disolución de HCl a una base débil, y como podemos comprobar el pH entre ambas disoluciones apenas varia Valoraciones ácido-base El objetivo de las valoraciones es calcular la concentración de un ácido o una base Para ello se necesitamos que una de ellas sea una disolución patrón (de concentración conocida). El volumen de la disolución patrón se mide en una bureta. Cuando se alcanza el punto de equivalencia, los moles de la base son iguales a los moles del acido: Nácido⋅Vácido= Nbase⋅Vbase Los indicadores son colorantes orgánicos que cambian de color cuando se ha completado la reacción ácido-base, cuando llegamos al punto de equivalencia. Son ácidos débiles: HIn ↔ In- + H+ color A color B dependiendo de la acidez de la disolución que queremos valorar utilizaremos un indicador u otro, los más comunes son:
indicador intervalo de viraje
color ácido color básico
naranja de metilo
3,1-4,4 rojo amarillo
fenolftaleína 8,2-10,0 incoloro rosa
