REACCIONESÁCIDO-BASE
REACCIONES DETRANSFERENCIADE PROTONES
CARACTERÍSTICAS GENERALESDE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases están presentes en nuestra vida cotidiana
ÁCIDOS
HCl: agua fuerte
H2SO4: baterías de coches
CH3-COOH: vinagre
etc.
BASES
NH3: amoníaco
NaClO: lejía
NaOH: sosa cáustica
etc.
CARACTERÍSTICAS GENERALESDE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases se caracterizan por su comportamiento:
ÁCIDOS
Sus disoluciones presentan sabor ácido
BASES
Reaccionan con la roca caliza (CaCO3) desprendiendo CO2
Reaccionan con los metales desprendiendo H2
Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica
Neutralizan las bases produciendo sales
Modifican el color de los indicadores ácido-base.
Colorean de rojo el papel indicador
Sus disoluciones presentan sabor amargo
Reaccionan con las grasas formando jabones
Generan sólidos insolubles con los metales (hidróxidos)
Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica
Neutralizan los ácidos produciendo sales
Modifican el color de los indicadores ácido-base.
Colorean de azul el papel indicador
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
Un ÁCIDO es una sustancia eléctricamente neutra que en
disolución acuosa se disocia en iones H+ (protones) e iones negativos:
HA H+ + A
Una BASE es una sustancia eléctricamente neutra que en
disolución acuosa se disocia en iones OH- (hidroxilo) e iones positivos:
BOH B+ + OH
3 3HNO H NO
22 4 42H SO H SO
NaOH Na OH
2( ) 2Mg OH Mg OH
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
Las reacciones de neutralización consisten en la reacción entre los iones H+ del ácido y los iones OH de la base para dar agua:
H+ + OH H2O
2HCl KOH KCl H O
2 4 2 4 22 2H SO NaOH Na SO H O
El resto de iones no participa en la reacción, quedando en el medio acuoso y formando sales:
HA + BOH BA + H2O
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
La teoría de la disociación iónica de Arrhenius tenía algunas limitaciones:
Está restringida a disoluciones acuosas
Existen sustancias como NH3, Na2CO3, etc., que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas
No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
Un ÁCIDO es una especie química, molécula o ión, capaz de
ceder protones H+
Una BASE es una especie química, molécula o ión, capaz de
captar protones H+
Como una especie no puede ceder protones sin que otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les llama reacciones de transferencia de protones:
Ácido 2Base 2
Ácido 1 Base 1
A es la base conjugada del
ácido HA
HB+ es el ácido conjugado de la
base B
Las parejas HA/A y B/HB+ se denominan pares ácido-base conjugados
HA + B ⇄ A- + HB+
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ al agua
Una BASE en disolución acuosa es capaz de captar protones H+ del agua
Ácido 1Base 1
Ácido 2 Base 2
Par ácido / base conjugada:
HCl / Cl
Ácidos y bases conjugados
Ácido 1 Base 1
Ácido 2Base 2
Par base / ácido conjugado:
NH3 / NH4+
HCl + H2O ⇄ Cl- + H
3O+ NH
3 + H
2O ⇄ NH
4+ + OH-
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
Sustancias anfóteras o anfitrópicas
Son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrenten
Por ejemplo, el ión HS (hidrógenosulfuro)se puede comportar
Otros ejemplos de sustancias anfóteras son: H2O, HSO3, HCO3
, HPO42, etc.
HS- + NH3 ⇄ S2- + NH
4+ HS- + H
3O+ ⇄ H
2S + H
2O
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
La limitación de la teoría de Brönsted y Lowry es que no explica el carácter ácido que presentan algunas sustancias que no tienen
protones en su fórmula, como por ejemplo AlCl3, BF3, etc.
Gilbert Newton Lewis introduce una nueva teoría ácido-base basada en las propiedades que presentan las moléculas para formar enlace covalente. Es
decir, en la capacidad para compartir un par de electrones, según sea aceptándolo o cediéndolo.
Sin embargo, nos este curso nos quedaremos con la teoría de Brönsted y Lowry
TEORÍAS ÁCIDO-BASETEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE
CONJUGADO)
EJERCICIO 1
Completa los siguientes equilibrios eidentifica los pares ácido-base conjugados:
a) .
b) .
c) .
23 2 ..... .....CO H O
4 ..... .....NH OH
.....CN HCN OH
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
EJERCICIO 2
Escribe la base conjugada de cada uno de lossiguientes ácidos de Brönsted-Lowry:
H2S, HCO3, H2O, NH4
+
EJERCICIO 3
Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases o como
ácidos y bases (anfóteros):
HSO4, SO3
2, S2, H3O+, HCl, CO32
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica, pues se trata de una sustancia covalente molecular con las moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno. Por
tanto, no presenta ni electrones ni iones con libertad de movimiento
Sin embargo, aunque sea muy, muy poco, el agua pura conduce algo la corriente. La bajísima conductividad eléctrica del agua pura es debida a que se encuentra
disociada en sus iones en una proporción muy pequeña.
La reacción anterior, conocida como equilibrio iónico del agua, es un ejemplo de la teoría de Brönsted y Lowry: una molécula de agua actúa como base aceptando un protón de otra molécula de agua que actúa como ácido
H2O + H
2O ⇄ OH- + H
3O+
iones hidroxilo e hidronio
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina
producto iónico del agua Kw,y su expresión es:
3wK OH H O
El valor de Kw a 25 ºC es
Kw = 1x1014
y sólo varía en función de la Tª
Tª (ºC) Kw
0,11 x 10140
1,00 x 101425
3,00 x 101440
51,3 x 1014100
De la estequiometría de la reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto
iónico se deduce que:
73 1 10OH H O x M
Teniendo en cuenta ese valor como referencia
se pueden clasificar las disoluciones en:
ÁCIDAS
NEUTRAS
BÁSICAS
2H2O ⇄ OH- + H
3O+
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
DISOLUCIONES NEUTRAS
DISOLUCIONES ÁCIDAS
DISOLUCIONES BÁSICAS
73 10OH H O M 3OH H O 3OH H O
710OH M 7
3 10H O M y 710OH M 7
3 10H O M y
HA + H2O A- + H
3O+
2H2O OH- + H
3O+
B + H2O HB+ + OH-
2H2O OH- + H
3O+
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H3O+
Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica
El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la
concentración de protones mediante la utilización de una escala logarítmica conocida como
escala de pH
( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno )
En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pKw
En cualquiera de las tres la letra p indica el operador matemático -log
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
3logpH H O logpOH OH logw wpK K
3log logw wpK K H O OH
3log logwpK H O OH pH pOH
Como a 25 ºC, Kw = 101414log10 14wpK pH pOH
Para el agua pura o cualquier disolución neutra
73 10H O OH
7pH pOH
Para cualquier disolución básica
Para cualquier disolución ácida
3H O OH 3H O OH
7pH 7pOH 7pH 7pOH
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Carácter ácid
o crecien
te
Carácter b
ásico crecien
te
Diso
lucio
nes
ácidas
Diso
lucio
nes
básicas
Ag
ua p
ura
Diso
lucio
nes n
eutras
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Medida del pH: indicadores ácido-base
Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, y este cambio de color es debido a cambios que se producen en su estructura química
Suelen ser ácidos o bases débiles que están
en equilibrio con su forma conjugada
2 3HIn H O In H O Color A Color B
2In H O HIn OH Color AColor B
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Medida del pH: indicadores ácido-base
2 3HIn H O In H O Color A Color B
2In H O HIn OH Color AColor B
Ejemplos
Anaranjado de metilo Fenolftaleína
3,1pH 4,4pH
Zona de viraje Zona de viraje
9pH 8,5pH
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
El papel indicador universal contiene una mezcla de
indicadores, así su escala colorimétrica es más amplia.
Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una
disolución
Para más exactitud en el cálculo del pH de una disolución se utiliza un pHmetro, que es un
instrumento electrónico provisto de un electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración de protones
MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
EJERCICIO 4
Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por:
A) [OH] = 1013; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H3O+] = 107
a) Ordénalas de menor a mayor acidezb) Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras
EJERCICIO 5
El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y su forma alcalina es roja. Sabemos que el intervalo de viraje es pH=6-8
¿De qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador?
Razona tu respuesta
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Para el equilibrio de disociación de un ácido en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente cede el
ácido su protón y mayor es su fuerza
En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que la base conjugada A tiene poca tendencia a aceptar un protón y convertirse en ácido
Para el equilibrio de disociación de una base en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente acepta la
base el protón y mayor es su fuerza
HA + H2O A- + H
3O+
B + H2O HB+ + OH-
En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que el ácido conjugado BH+ tiene poca tendencia a ceder el protón y convertirse en base
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
El concepto de fuerza o debilidad de un ácido o de una base está ligado a la mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones. Sin embargo, se trata de un concepto relativo, pues todo dependerá de con quién reaccionen.
Tomando el agua como referencia podemos clasificar a los ácidos y a
las bases en fuertes o débiles, encontrándonos con cuatro
posibilidades que vamos a analizar:
ÁCIDOS FUERTES
ÁCIDOS DÉBILES
BASES FUERTES
BASES DÉBILES
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que se suelen
representar como reacciones irreversibles
Ácidos fuertes
Ejemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 …
3 2 3 3HNO H O NO H O
El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución:
3logpH H O
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos débiles
Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. Se representan como reacciones reversibles
Cuanto mayor sea Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH
El grado en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de acidez:
3
a
H O AK
HA
2 3HA H O A H O
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece más de un equilibrio de disociación
Los más importantes son: H2S , H2CO3 , H3PO4 , H2SO4
31 7,1 10aK x
82 6,3 10aK x
133 4,2 10aK x
Ejemplo
H3PO4
Como Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , el ácido H3PO4 cede el primer protón con mucha más facilidad que los restantes. Por eso, en el cálculo del pH suele
aproximarse a la [H3O+] de la primera disociación, pues es la que aporta la inmensa mayoría de iones H3O+
3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O 2
2 4 2 4 3H PO H O HPO H O
2 34 2 4 3HPO H O PO H O
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipróticos
31 7,1 10aK x
82 6,3 10aK x
133 4,2 10aK x
Ejemplo
H3PO4
Fíjate que las especies intermedias H2PO4 y HPO4
2 se comportan como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones
3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O 2
2 4 2 4 3H PO H O HPO H O
2 34 2 4 3HPO H O PO H O
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
EJERCICIO 6a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0,1 M
de HCl? ¿Y su pH? b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta 1 L?
EJERCICIO 7Se tiene una disolución acuosa de ácido acético
(etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 1,8·105, calcula:
a) El pH de la disoluciónb) El grado de disociación del ácido acético
¡¡¡Cuando Ka es suficientemente pequeño (Ka<103) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que <<1 !!!
Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar <0,05 (%<5%)
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente
desplazados hacia la formación de iones, por lo que también se suelen representar como reacciones irreversibles
Bases fuertes
Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHBe(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
NaOH Na OH
El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:
logpOH OH 14pH pOH
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Bases débiles
Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con las bases
fuertes, éstas se representan como reacciones reversibles
Cuanto mayor sea Kb, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será y la [OH] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH
El grado en que se disocian las bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de basicidad:
2B H O BH OH b
BH OHK
B
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
EJERCICIO 8
a) Calcula el pH de una disolución de 100 mL de NaOH 0,1 M.
b) Si a la disolución anterior le añadimos agua de forma que el volumen sea 10 veces mayor, ¿cuál será el pH de la disolución?
EJERCICIO 9
Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (Kb = 1,8·105). Calcula:
a) La concentración inicial de amoníacob) La concentración de todas las especies
en equilibrio, incluida la [H3O+]c) El pH de la disolución
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Sin embargo, cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débil es su base/ácido conjugado, por lo que cuanto mayor sea la Ka de un ácido, menor será la Kb de su base conjugada. La relación inversa entre ambas constantes
se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua Kw
Relación entre Ka y Kb de pares ácido/base conjugados
Sea, por ejemplo, el par NH3 / NH4+
2 43 NNH O OHHH
4
3b
NH OHK
NH
2 34 3N NH H OH H O 3 3
4
a
NH H OK
NH
3 3 4
34
· ·a b
NH H O NH OHK K
NHNH
·a b wK K K
Cuando un ácido es débil, su base conjugada también lo es. De la misma manera, cuando una base es débil, su ácido conjugado también lo es
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
3 22H O OH H O
Brönted-Lowry2H OH H O
Arrhenius
Acido Base Sal Agua
Se representan como reacciones irreversibles y no como equilibrios porque la neutralización es siempre completa en las cantidades estequiométricas
Podemos considerar tres
tipos de neutralización
Neutralización ácido fuerte - base fuerte
Neutralización ácido débil - base fuerte
Neutralización ácido fuerte - base débil
Nos centraremos en el primer caso
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se produce entre un ácido y una base completamente
disociados
Neutralización ácido fuerte - base fuerte
Consecuentemente, [H3O+] = [OH] = 107 y, por tanto, su pH=7
2NaOH HCl NaCl H O
En cantidades estequiométricas los protones y los iones OH reaccionan dando agua, de modo que los únicos protones e iones
OH que quedan en la disolución son los procedentes del agua
No reacciona con el agua
2 _ _Na H O No hay reaccion
2NaOH HCl Na Cl H O
No reacciona con el agua
2 _ _Cl H O No hay reaccion
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se produce entre un ácido
parcialmente disociado
y una base completamente
disociada
Neutralización ácido débil - base fuerte
3 3 2NaOH CH COOH CH COONa H O
Además de los iones OH procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del
ácido débil
Consecuentemente,[H3O+] < [OH] y,
por tanto, su pH>7Quedaría con carácter básico
3 3 2NaOH CH COOH CH COO Na H O
3 2 3CH COO H O CH COOH OH
Sí reacciona con el agua
No reacciona con el agua
2 _ _Na H O No hay reaccion
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se produce entre un ácido totalmente disociado y una
base parcialmente disociada
Neutralización ácido fuerte - base débil
Además de los iones H3O+ procedentes del agua,
tendremos los que aporta la disociación de la base débil
Consecuentemente,[H3O+] > [OH] y,
por tanto, su pH<7Quedaría con carácter ácido
3 2 4 2NH HCl H O NH Cl H O
4 2 3 3NH H O NH H O
Sí reacciona con el agua
3 2 4 2NH HCl H O NH Cl H O
No reacciona con el agua
2 _ _Cl H O No hay reaccion
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
EJERCICIO 10Calcula:
a) El pH de una disolución de HClO4 0,03 M y de una disolución 0,05 M de NaOH
b) El pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores
EJERCICIO 11Al disolver 6,15 g de ácido benzoico en agua hasta completar 600 mL de disolución, el pH de
la misma resulta ser 2,64. Calcula:a) La constante de acidez del benzoico
b) Si a 5 mL de la disolución anterior se le añaden 4,2 mL de una disolución de NaOH 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra (no hace falta calcular el pH)
VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE- Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador.
- Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido.
- Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas.
aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mH2O
AcidimetríaLa disolución problema
es un ácido.
Alcalimetría La disoclución problema
es una base.
cAVA
a
cBVB
b
Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte
ACIDIMETRÍA aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mAGUA
Ácido conanaranjadode metilo
¡¡ Cambio de color !!
Vi
Vf
VB = Vf - Vi
VB
VA
Base (cB)
cA
a·VB
b·VA
· cB
pH (en el erlenmeyer)
VB
14
7
0VB
PTO. DE EQUIVALENCIA
¿cA?
Curva devaloración
VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
ALCALIMETRÍA aA (dis) + bB (dis) nSAL (dis) + mAGUA
Base confenolftaleína
¡¡ Cambio de color !!
Vi
Vf
VA = Vf - Vi
VA
VB
Ácido (cA)
cB
b·VA
a·VB
· cA
¿cB?
pH (en el erlenmeyer)
VA
14
7
0VA
PTO. DE EQUIVALENCIA
Curva devaloración
VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
El pH correspondiente al punto de equivalencia de una acidimetría depende de las fuerzas de las especies que se utilizan
Si se valora un ácido fuerte con una base
fuerte o viceversa, el pH en el punto de
equivalencia es neutro (pH=7)
En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas
entre 4 ≤ pH ≤ 9
Sólo os van a pedir describir cómo haríais valoraciones entre ácido fuerte y base fuerte.
Del mismo modo, los problemas cuantitativos que se os planteen serán también entre ácido fuerte y base fuerte.
HIDRÓLISIS DE SALESCuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones.
Se produce una reacción de hidrólisis si estos iones reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas
1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE NaCl Na Cl
El Na+ y el Cl son los iones conjugados de una base (NaOH) y de un ácido (HCl) muy fuertes que tienden a estar completamente disociados. Por tanto, dichos iones no se hidrolizan:
2 _ _Na H O No hay reaccion 2 _ _Cl H O No hay reaccion
En estas condiciones sólo queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere carácter neutro, pues [H3O+] = [OH] y, por tanto, pH = 7
HIDRÓLISIS DE SALES
2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO sí,ya que es la base conjugada débil de un ácido débil:
2 _ _Na H O No hay reaccion
La formación de iones OH confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H3O+] < [OH] y, por tanto, pH > 7
3 3CH COONa Na CH COO
3 2 3CH COO H O CH COOH OH
HIDRÓLISIS DE SALES
3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
El Cl no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH4+ sí,
ya que es el ácido conjugado débil de una base débil:
En estas condiciones la formación de iones H3O+ confiere un carácter ácido a la disolución de la sal, pues [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7
4 4NH Cl NH Cl
2 _ _Cl H O No hay reaccion 4 2 3 3NH H O NH H O
HIDRÓLISIS DE SALES
4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
En este caso se hidrolizan ambos iones:
Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones:
Si Ka > Kb, entonces [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida)Si Ka < Kb, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica)
Ka
4 2 3 3NH H O NH H O
3 4 4 3CH COONH NH CH COO
3 2 3CH COO H O CH COOH OH
Kb
HIDRÓLISIS DE SALES
Sólo se va a pedir hacer predicciones cualitativas sobre el pH de la disolución de una sal
Es decir, que no os van a pedir que calculéis el pH, sino sólo si será mayor, menor o igual a 7
EJERCICIO 16
En tres recipientes sin etiquetar se preparan disoluciones de la misma concentración de nitrato de amonio, hipoclorito de sodio y perclorato de
potasio:
a) Escribe en cada caso las reacciones de los procesosque ocurren al disolver la sal en agua
b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador
Datos: Ka(HClO)=3,2x108 y Kb(NH3)=1,8x105
DISOLUCIONES TAMPÓN
Las disoluciones tampón, reguladoras o amortiguadoras se caracterizan porque en ellas sólo se producen pequeñas variaciones
en el pH al añadirles un ácido o una base
Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y una sal que contenga su correspondiente par
conjugado (que también es débil)
DISOLUCIONES TAMPÓN
Tampón de ácido débil + base conjugada
Está formado por un ácido débil (capaz de neutralizar bases) y una sal que contenga su base conjugada (capaz de neutralizar ácidos)
Ejemplo
TampónCH3COOH / CH3COONa 3 3CH COONa Na CH COO
3 2 3 3CH COOH H O CH COO H O
Si añadimos una base (NaOH) el ácido acético la neutralizará sin
que apenas varíe la [OH]
Si añadimos un ácido (HCl) el ión acetato lo neutralizará sin que
apenas varíe la [H3O+]
¡¡ De esta manera se consiguemantener el pH !!
3 3 2CH COOH OH CH COO H O
3 3 3 2CH COO H O CH COOH H O
DISOLUCIONES TAMPÓN
Tampón de base débil + ácido conjugado
Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases)
Ejemplo
TampónNH3 / NH4Cl
Si añadimos una base (NaOH) el ión amonio la neutralizará sin que
apenas varíe la [OH]
Si añadimos un ácido (HCl) el amoníaco lo neutralizará sin que
apenas varíe la [H3O+]
¡¡ De esta manera se consiguemantener el pH !!
3 2 4NH H O NH OH
4 4NH Cl NH Cl
4 3 2NH OH NH H O
3 3 4 2NH H O NH H O
DISOLUCIONES TAMPÓN
A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos vivos, los dos principales tampones son:
TampónH2CO3 / HCO3
Actúa regulando el pH en elplasma sanguíneo
Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4
TampónH2PO4
/ HPO42
Actúa regulando el pH en elinterior de las células
Alcanza su eficacia máxima a pH=6,86
En las disoluciones tampón la relación entre las concentraciones del ácido o la base y sus pares conjugados se mantienen prácticamente constante,
y eso es lo que permite que puedan regular el pH
Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones
concretas, y no pueden estar sujetas a variaciones bruscas de pH
DISOLUCIONES TAMPÓN
Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla
Cantidades de ácido o base añadidas
En 1 L deagua pura
En 1 L de disoluciónCH3COOH 0,1 M
CH3COONa 0,1 M
En 1 L de disoluciónNH4OH 0,1 MNH4Cl 0,1 M
pH inicial 7,0 4,8 9,3
11,0 4,9 9,4
10,0 4,8 9,3
9,0 4,8 9,3
8,0 4,8 9,3
6,0 4,8 9,3
5,0 4,8 9,3
4,0 4,8 9,3
3,0 4,7 9,2
10 mL
1 mL
0,1 mL
0,01 mL
0,01 mL
0,1 mL
1 mL
10 mL
AdiciónNaOH0,1 M
AdiciónHCl
0,1 M
DISOLUCIONES TAMPÓN
EJERCICIO 17
Se dispone en el laboratorio de las siguientes sustancias:
HCl, NH3, Mg(OH)2, CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa, (NH4)2SO4
Indica qué pares de sustancias permiten formardisoluciones reguladoras del pH
A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones cualitativas en relación con las disoluciones tampón
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