Guía de Aprendizaje y Ejercicios Unidad: Ácido Base

Ciencias - Química Unidad: Ácido Base NM4------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Profesora: Tania Faúndez R. Página 1

Guía de Aprendizaje y EjerciciosUnidad: Ácido Base

Tema: Propiedades generales de ácidos y basesTeoría ácido base de Arrhenius

Ácidos polipróticos y bases polihidroxiladasTeoría ácido base de Brosted y Lowry

Fuerza de ácidos y basesProducto iónico del agua

Escala de pHTeoría ácido base de LewisSoluciones amortiguadoras

Indicadores ácido baseValoración ácido base

Nombre: ………………………………………………………………………………… Curso: 4° ……....

Instrucciones: Desarrolla en clases las actividades indicadas y las demás puedes desarrollarlaspara estudiar para las diferentes evaluaciones.Modalidad de trabajo: Individual y en grupo.Lugar de trabajo: Aula y otros.Tiempo de desarrollo: 15 a 20 minutos por actividad dependiendo del tema a trabajar.

Reacciones Ácido Base

Ya en las culturas de Babilonia y Egipto algunas de las sustancias que actualmente conocemoscon el nombre de ácidos se empleaban en la metalurgia, en la producción de tintes y en el curtidode las pieles de animales.Los alquimistas medievales usaron los ácidos como disolventes de los metales, paso previo paratransmutarlos en oro. También emplearon ciertas aguas ardientes o álcalis (del árabe al kali =cenizas vegetales) cáusticos que hoy denominamos hidróxidos o bases (del griego basis =fundamento para la obtención de sales).En el siglo XVII, el químico Robert Boyle realizó la primera descripción sistemática de laspropiedades de los ácidos: disuelven la muchas sustancias, enrojecen el color azul de algunospigmentos vegetales, pierden sus propiedades al ponerlos en contacto con las bases.Durante el siglo XVII se conoce el sabor agrio de sus disoluciones acuosas y la efervescencia queproduce su acción sobre el mármol (carbonato de calcio) u otros carbonatos. Lavoisier (1743-1794), en su Tratado elemental de Química, sistematizo todas las propiedades anteriores ydesarrolló una primera teoría sobre estas sustancias, considerando que sus propiedades erandebidas a la existencia de oxígeno en su composición (ácido nítrico, ácido sulfúrico, etc.).Posteriormente Humphry Davy (1778-1829) demostró que el cloruro de hidrógeno no poseíaoxígeno en su composición y presentaba claras propiedades ácidas, así como otras sustancias(HBr, HI, HCN, etc.). Estos hechos llevaron a considerar que era la presencia de hidrógeno, enlugar del oxígeno, en la composición de las sustancias la responsable de que presentarapropiedades ácidas, consideración que quedó establecida definitivamente por Justus von Liebig(1803-1873), que llegó a la conclusión de que en las reacciones de los ácidos con los metales,estos desplazan al hidrógeno de los ácidos formando las sales.Michael Faraday descubrió en 1834 la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosasde ácidos y bases. Todo parecía dispuesto para la elaboración de una teoría de la disociación deelectrólitos.

Propiedades Generales de Ácidos y Bases

Objetivo: Conocer propiedades generales de los electrolitos.Distinguir características generales de ácidos y bases.

Los ácidos y bases son sustancias químicas que se encuentran en la naturaleza, en artículos delhogar, en el laboratorio, etc. En muchas frutas se presentan los ácidos cítrico y el ascórbico(vitamina C) que evitan el escorbuto. Los limpiadores domésticos tienen en su composiciónquímica bases, como el hidróxido de sodio, NaOH; el amoniaco, NH3; etc. que debido a sucapacidad para disolver grasas son aprovechadas.Nuestro estómago secreta de manera natural ácido clorhídrico, HCl(ac), el cual activa alpepsinógeno y lo transforma en pepsina para llevar a cabo el proceso de digestión. El estómago yel tracto digestivo normalmente están protegidos de los efectos corrosivos de este por unrecubrimiento de mucosas.En ocasiones y por diversas razones (abuso de comidas, tensión nerviosa, difícil digestión, etc.)aparece la hiperacidez que puede producir efectos irritantes en las paredes del estómago y elesófago, en casos graves se puede producir la úlcera péptica. ¿Cómo resolver este problema?Para combatir la acidez estomacal se deben utilizar sustancias de carácter básico ya quereaccionan con los ácidos para formar sal y agua (reacción de neutralización), estas sustancias seconocen como antiácidos.



La siguiente tabla nos presenta algunos ejemplos de ácidos y bases de uso casero

Ácidos y Bases caserosácido o base donde se encuentra

ácido acético vinagreácido acetil salicílico aspirinaácido ascórbico vitamina Cácido cítrico zumo de cítricosácido clorhídrico sal fumante para limpieza, jugos gástricosácido sulfúrico baterías de cochesamoníaco (base) limpiadores caseroshidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido)

El conocimiento de las propiedades de los ácidos y las bases nos permitirá distinguirlas entre sí yutilizarlas convenientemente en el laboratorio y en la industria, ya que muchos procesos químicosestán íntimamente ligados con los ácidos y bases.

ÁCIDOSa) Los alimentos que consumimos se suelen condimentar con el vinagre, los limones, la naranja,

la manzana y el yogur, los cuales comparten algo en común: poseen un sabor agrio, cuyosácidos orgánicos les confieren ese sabor característico. Por ejemplo, en el vinagre estápresente el ácido acético al 5% en masa; en los frutos, el ácido cítrico y en el yogur, el ácidoláctico.

b) Si adicionamos ácido muriático a un clavo de acero, al aluminio, al cinc o al plomo, seobservará que en cada caso estos metales son atacados por dicho ácido produciéndose unburbujeo, lo cual implica el desprendimiento del gas hidrógeno. De lo expuesto, se concluyeque los ácidos reaccionan con los metales activos (como el Na, K, Ca, Al, Fe, Ni, Zn, Pb, etc.) ydesprenden hidrógeno gaseoso. Esta es la razón por la cual los ácidos no se almacenan enrecipientes que contengan metales activos. En general, los metales activos desplazan elhidrógeno de los ácidos, según la siguiente reacción de desplazamiento simple:

Metal simple + HA → sal + H2 (g)No todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es elcaso del cobre, plata, oro, platino, etc. A estos metales se les denomina nobles, debido a subaja reactividad química. Para disolver estos metales se usa el agua regia, que es una mezclade ácido clorhídrico, HCl, y ácido nítrico, HNO3, en una proporción en volumen de 3 a 1respectivamente.

c) Al adicionar vinagre, jugo de limón o ácido muriático al polvo de hornear (que contienebicarbonato de sodio, NaHCO3) o al sarro que se impregna en la tetera se observa que sedisuelven y además se observa un burbujeo constante, lo cual implica que se estándescomponiendo. El gas que se desprende es el dióxido de carbono, CO2. De lo expuestopodemos concluir que los ácidos descomponen a los carbonatos y bicarbonatos metálicos,liberando CO2 gaseoso. Esta propiedad de los ácidos se puede aprovechar para eliminar elsarro de la tetera (esta capa impide la buena transferencia del calor) ya que contiene carbonatode calcio y carbonato de magnesio, los cuales se transforman en sales solubles en agua y conello el combustible doméstico nos duraría un poco más. El bicarbonato de sodio, NaHCO3, queencontramos en el alka-seltzer (un antiácido), se descompone por acción del ácido acético,CH3COOH, presente en el vinagre. De los ejemplos anteriores podemos plantear la ecuaciónquímica: Carbonato o bicarbonato metálico + ácido → sal + CO2 + H2O

d) Los ácidos neutralizan a las bases formando como productos una sal y agua; esta propiedadse puede aprovechar caseramente para atenuar el olor característico de la carne de pescado(contiene sustancias básicas) o la consistencia jabonosa luego de tocar la lejía (sustanciabásica), para ello se deben frotar las manos con jugo de limón (ácido). Esta propiedad de losácidos es muy importante en el laboratorio, ya que podemos estimar la concentración de lasbases por medio de la titulación o neutralización con un ácido.

e) Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad, esto se puede verificarutilizando el vinagre, jugo de limón o lo más cercano a nosotros que es el acumulador deplomo (batería de automóviles) que contiene una solución acuosa de ácido sulfúrico comoelectrolito. ¿Por qué los ácidos disueltos en agua conducen la electricidad? Los ácidos aldisolverse en el agua se ionizan, estos iones por tener movimiento de traslación permiten suconductividad.

f) Los ácidos modifican el color de algunos pigmentos orgánicos (colorantes) conocidos comoindicadores: el papel de tornasol azul en medio ácido se enrojece y la solución alcohólica de lafenolftaleína permanece incolora.

BASESa) Al consumir café o té se puede sentir el sabor amargo peculiar que tienen, igual sucede al

tomar mate de coca. ¿Qué contienen estas sustancias? ¿Por qué presentan este sabor? Elgrano de café y la hoja de té contienen una sustancia básica llamada cafeína y la hoja de cocacontiene cocaína que son responsables de su sabor amargo.

b) Son resbalosas al tacto como el jabón, la lejía, la soda cáustica, etc.c) Al disolver las bases en el agua, las disoluciones conducen la electricidad ya que al igual que

los ácidos se ionizan o disocian.d) Generalmente las bases fuertes presentan iones oxidrilos OH- en su estructura.



e) Neutralizan a los ácidos, razón por la cual se les considera antiácidos. Cuando sentimos ardorestomacal es porque tenemos ácido en exceso, para neutralizarlo se consumen productos quecontienen sustancias básicas como la mylanta, la leche de magnesia, el alka-seltzer, etc.

f) Modifican el color de los colorantes orgánicos (indicadores ácido-base), hacen que el tornasolrojo se vuelva azul y la fenolftaleína adquiera el color rojo grosella.

Por las características expuestas de los ácidos y bases, se puede concluir que son sustancias quetienen propiedades opuestas y por ello, cuando se combinan estas cualidades desaparecen.Para explicar las diversas propiedades que presentan los ácidos y bases es necesario abordardiversos enfoques teóricos que los químicos han planteado en función a la composición yestructura de las sustancias, cada teoría tiene sus ventajas y desventajas, las cuales serán obviasal desarrollar dichas teorías.

Actividad

1. Completa la siguiente tabla escribiendo en ella la propiedad o característica que presente lassustancias de carácter ácido o base, según el criterio entregado.

CaracterPropiedad Ácidos Bases

1.1. Sabor1.2. Reacción con metal

1.3. Viraje del tornasol1.4. Neutralizan1.5. Tacto1.6. Conductividad eléctrica1.7. Reaccion con

carbonatos

Teoría ácido base de ArrheniusObjetivos:Conocer la Teoría ácido base de Arrhenius.Identificar especies ácidas y básicas según la teoría de Arrhenius.

El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue prevaleciendo conalgunas mejoras, fue propuesto por Svante Arrhenius en 1884 como partede otra teoría, también propuesta por él:la teoría de la ionización. Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar

protones (H+). Por ejemplo:HNO3 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + NO3

– (ac)

que escribe de forma simple

HNO3 (ac) ↔ H+ (ac) + NO3– (ac)

Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar iones oxidrilo (OH–).Por ejemplo:

NaOH (ac) ↔ Na+ (ac) + OH– (ac)

Actividad

2. Completa la siguiente tabla escribiendo el carácter ácido o básico de la especie indicada,según la teoría de Arrhenius, de acuerdo a la ecuación de disociación en medio acuoso.

Especie Nombre Ecuación de disociación Carácter

2.1. HCl HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl– (ac)2.2. Ca(OH)2 Ca(OH)2 (ac) → Ca2+ (ac) + 2 OH– (ac)2.3. LiOH LiOH (ac) → Li+ (ac) + OH– (ac)2.4. HClO4 HClO4 (ac) → H+ (ac) + ClO4

– (ac)2.5. CH3COOH CH3COOH (ac) → CH3COO– + H+ (ac)2.6. NH4OH NH4OH (ac) → NH4

+ (ac) + OH– (ac)2.7. HCN HCN (ac) → H+ (ac) + CN– (ac)2.8. HF HF (ac) → H+ (ac) + F– (ac)2.9. RbOH RbOH (ac) → Rb+ (ac) + OH– (ac)2.10. HBr HBr (ac) → H+ (ac) + Br– (ac)2.11. HNO HNO (ac) → H+ (ac) + NO– (ac)2.12. CuOH CuOH (ac) → Cu+ (ac) + OH– (ac)2.13. HI HI (ac) → H+ (ac) + I– (ac)2.14. H4P2O5 H4P2O5 (ac) → 4 H+ (ac) + P2O5

4– (ac)

2.15. HOOC(CHOH)2COOH

HOOC(CHOH)2COOH (ac) → 2 H+ (ac) +–OOC(CHOH)2COO– (ac)



Actividad

3. Completa la siguiente tabla escribiendo al lado de cada especie su carácter ácido o básico dela especie indicada, según la teoría de Arrhenius.

Especie Nombre Carácter

3.1. KOH3.2. HBr3.3. CsOH3.4. HCN3.5. HNO2

3.6. Mg(OH)2

3.7. KOH3.8. H4As2O7

3.9. H2CO3

3.10. H2SO4

3.11. CuOH3.12. Al(OH)3

3.13. HClO4

3.14. H2SO3

3.15. Fe(OH)2

3.16. H3PO4

3.17. Pb(OH)2

3.18. Co(OH)3

3.19. HClO3

Ácidos polipróticos y Bases polihidroxiladas

Objetivo: Expresar ecuaciones de disociación de ácidos mono y polipróticos y bases monoy polihidroxiladas.Expresar Constantes de acides parciales y totales de ácidos mono y polipróticos ybases mono y polihidroxiladas.

Ácidos Monopróticos:

Si un ácido de Arrhenius se disocia en agua como por ejemplo el ácido nítrico

HNO3 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + NO3– (ac) ,

En general podemos decir que

HA (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + A– (ac)

Ácido ión hidronio anión derivado del ácido

Como la reacción establece equilibrio, entonces se puede expresar la constante de este equilibrio

[H3O+] [A–] [H3O+] [A–]Kc= ----------------- en que Kc x [H2O] = Ka = ------------------ , donde Ka es la constante de acidez

[HA] [H2O] [HA]

En forma simple podemos expresar la disociación

HA (ac) ↔ H+ (ac) + A– (ac)Y la constante de acidez se expresará

[H3O+] [A–]Ka = -----------------

[HA]



Así entonces de cualquier especie ácida se expresa su ecuación de disociación en agua y sucorrespondiente constante de acidez.

Ácidos Polipróticos:

Si un ácido de Arrhenius se disocia en agua como por ejemplo el ácido sulfhídrico

[H+] [HS–]H2S(ac) ↔ H+ (ac) + HS– (ac) , este es el primer equilibrio de disociación y su Ka1=-------------------

[H2S]

La especie HS– aún contiene un protón, por lo tanto se sigue disociando

[H+] [S2–]HS– (ac) ↔ H+ (ac) + S2– (ac) , este es el segundo equilibrio de disociación y su Ka2=-------------------

[HS–]

La ecuación global será

[H+]2 [S2–]H2S(ac) ↔ 2 H+ (ac) + S2– (ac), este es el equilibrio global disociación su Ka =-------------------

[H2S]

De cada uno de los equilibrios, parciales y global, se expresa su constante de equilibrio.

Bases Monohidroxiladas:

Si una base de Arrhenius se disocia en agua como por ejemplo el hidróxido de sodio

NaOH (ac) ↔ Na+ (ac) + OH– (ac)

En general podemos decir que

BOH (ac) ↔ B+ (ac) + OH– (ac)

Base anión derivado de la base ión hidroxilo

Como la reacción establece equilibrio, entonces se puede expresar la constante de este equilibrio

[B+] [OH–]Kb = ------------------ , donde Kb es la constante de basicidad

[BOH]

Así entonces de cualquier especie básica se expresa su ecuación de disociación en agua y sucorrespondiente constante de basicidad.

Bases Polihidroxiladas:

Si una base de Arrhenius se disocia en agua como por ejemplo el hidróxido de calcio

[CaOH+] [OH–]Ca(OH)2 ↔ CaOH+ (ac) + OH– (ac) , este es el 1er eq. de disociación y su Kb1=-----------------------

[H2S]

La especie CaOH+ aún contiene un hidroxilo, por lo tanto se sigue disociando

[Ca2+] [OH–]CaOH+ (ac) ↔ Ca2+ (ac) + OH– (ac), este es el 2º eq. de disociación y su Kb2=---------------------

[CaOH+]

La ecuación global será

[Ca2+] [OH–] 2

Ca(OH)2 (ac) ↔ Ca2+ (ac) + 2 OH– (ac), este es el eq. global disociación su Kb =--------------------[Ca(OH)2]

De cada uno de los equilibrios, parciales y global, se expresa su constante de equilibrio.



Actividad

4. Para cada una de las siguientes especies expresa sus ecuaciones de disociación parciales yglobal y expresa Ka y Kb para cada una de ellas según corresponda.

Nombre Especie Ecuación(es) Constante

4.1. Ácido nitroso HNO2

4.2. Ácidoperiódico H2IO6

4.3. Hidróxido depotasio KOH

4.4. Ácidosulfuroso H2SO3

4.5. Hidróxido deplomo Pb(OH)2

4.6. Ácidofosfórico H3PO4

4.7. Ácidocarbónico H2CO3

4.8. Hidróxido dehierro (II) Fe(OH)2

4.9. Ácidotiosulfúrico H2S2O3

4.10. Ácidoarsénico H3AsO4

4.11. Ácido yódico HIO3

4.12. Ácidofosforoso H3PO3

4.13. Ácido bórico H3BO3

4.14. Ácido cítrico H3C6H5O7

4.15. Ácidosalicílico C6H4(OH)COOH

4.16. Ácido Láctico CH3CHOHCOOH



Teoría ácido base de Bronsted Lowry

Objetivos:Conocer la Teoría ácido base de Bronsted Lowry.Identificar especies ácidas y básicas según la teoría de Bronsted Lowry.Identificar pares ácido base de Bronsted Lowry.

En 1932 Brönsted y Lowry propusieron (de formaindependiente), una teoría más amplia que la deArrhenius, que era aplicable también a reacciones endisoluciones no acuosas.

Generaliza la teoría de Arrhenius para otros disolventesprotónicos diferentes al agua, tales como el amoniacolíquido y otros similares. Define ambos tipos de sustanciasde acuerdo con las reacciones de transferencia deprotones con el disolvente, asi entonces un ácido escualquier sustancia capaz de ceder protones al disolvente u una base es cualquier sustancia capazde aceptar protones del disolvente. En ambos casos el concepto de ácido o base se relacionadirectamente con el intercambio de protones que es un proceso reversible, de tal manera quecualquier sustancia que pierda un protón (H+) es un ácido, pero se convierte en otra sustancia quees susceptible de poder aceptarlo posteriormente, por lo que es una base. Se dice que forman unpar ácido-base conjugado: un ácido se convierte en su base conjugada al ceder un protón, yviceversa, una base al ganar un protón se convierte en su ácido conjugado.

En general

HA + B ↔ A– + HB+

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

La definición de Brönsted-Lowry lleva a la conclusión de que las reacciones ácido-base son enrealidad reacciones de transferencia de H+, lo que implica una especie que done y otra que acepte.

Por ejemplo:

HNO3 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + NO3– (ac)

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1

Los pares ácido base , conjugados serán

Ácido base conjugada

HNO3 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + NO3– (ac)

Base ácido conjugado

Así los pares ácido base conjugado serán HNO3 / NO3– y H2O / H3O+

En una disolución no acuosa

Por ejemplo:

Ácido base conjugada

HCl (g) + NH3 (l) → Cl– (dis) + NH4+ (dis)

Base ácido conjugado



Actividad5. Escribe el nombre del carácter ácido base, según la teoría de Bronsted Lowry, de las especies

que participan en cada una de las siguientes ecuaciones.

Ecuación

5.1. HCl (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + Cl– (ac)

5.2. NH3 (ac) + H3O+ (ac) ↔ NH4+ (ac) + H2O (l)

5.3. CH3COOH (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + CH3COO– (ac)

5.4. NaOH (ac) + H2O (l) ↔ Na(H3O+ )(ac) + OH– (ac)

5.5. H3AsO4 (ac) + H2O (l) ↔ H2AsO4– (ac) + H3O+ (ac)

5.6. HS– (ac) + H2O (l) ↔ OH– (ac) + H2S (ac)

5.7. H2AsO4– (ac) + H2O (l) ↔ HAsO4

2– (ac) + H3O+ (ac)

5.8. HAsO42– (ac) + H2O (l) ↔ AsO4

3– (ac) + H3O+ (ac)

5.9. H3AsO4 (ac) + 3 H2O (l) ↔ AsO43– (ac) + 3 H3O+ (ac)

5.10. HClO4 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + ClO4– (ac)

5.11. Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l) ↔ [Al(H2O)5OH]2+ (ac) + H3O+ (ac)

5.12. HSO4– (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + SO4

2– (ac)

5.13. NH4+ (ac) + NH2– (ac) ↔ NH3 (ac) + NH3 (ac)

Actividad

6. Escribe la fórmula de la especie conjugada e identifica si corresponde a un ácido conjugado obase conjugada.

Especie Carater Especieconjugada

Carácter(conjugado)

6.1. NH2– Base

6.2. AsO43– Base

6.3. H2CO3 Ácido

6.4. H2S2O3 Ácido

6.5. HCrO4– Ácido

6.6. HCrO4– Base

6.7. CN– Base

6.8. HClO3 Ácido

6.9. ClO– Base

6.10. HSO3– Base

6.11. HSO3– Ácido

6.12. PH4+ Ácido

La teoría de Brönsted-Lowry, por su generalidad, es usada ampliamente, aunque en la actualidadexisten otras teorías que amplian aún más el concepto de ácido y base.



Fuerza de ácidos y basesObjetivos:Comparar valores de Ka y Kb de diferentes especies.Ordenar ácidos y bases según su fuerza.

Recordemos:Un equilibrio químico general A ↔ B + C requiere ΔG=0 y vdirecta = vinversa, en donde laconcentraciones de las especies una vez alcanzado el equilibrio se mantienen constantes.Entonces la Ley de acción de masas, conocidos los valores de las concentraciones, nos permitirácalcular el valor de Keq.

Actividad

7. Completa el cuadro escribiendo el sentido del desplazamiento del equilibrio y la relación entrelas concentraciones entre Productos y Reactantes.

Keq Estado del equilibrio Relación [P] [R] Sentido deldesplazamiento

7.1. Keq > 1 Desplazado hacia → P7.2. Keq = 1 Desplazado hacia ↔7.3. Keq < 1 Desplazado hacia R ←

Actividad8. Responde a las siguientes preguntas

8.1.Si Keq >> 1 ¿Cuál es el estado del equilibrio?R: …………………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.2.El ácido tricloro acético, de fórmula Cl3CCOOH, se disocia en agua según la ecuaciónCl3CCOOH (ac) → H+ (ac) + Cl3CCOO– (ac) tiene una Ka= 3Entonces, ¿En qué sentido se encuentra desplazado este equilibrio de acidez?R: ………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.3.Cl3CCOOH (ac), H+ (ac), ¿Cuál de las dos especies anteriores se encuentra en mayorconcentración?R: …………………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………………

8.4.El ácido tricloroacético, ¿se encuentra muy disociado o poco disociado?, justifique.R: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.5.El ácido tricloroacético, ¿será un ácido muy fuerte o muy débil?, justifique.R: …………………………………………………………………………………………….

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………



8.6.El ácido oxálico, ácido orgánico, de fórmula HOOCCOOH, se disocia en agua según lasecuaciones de disociación

HOOCCOOH (ac) ↔ H+ (ac) + –OOCCOOH (ac) Ka1= 5,60 x 10–2

–OOCCOOH (ac) ↔ H+ (ac) + –OOCCOO– (ac) Ka2= 4,42 x 10–5

Entonces¿En qué sentido se encuentra desplazado el equilibrio 1 de acidez?R: …………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.7.¿En qué sentido se encuentra desplazado el equilibrio 2 de acidez?R: …………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.8.Cuál de ellos se encuentra más desplazado hacia los productos?, justificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.9.¿Cuál de los dos equilibrios se encuentra más desplazado hacia los productos y cual seencuentra menos desplazado hacia los productos?R: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.10. HOOCCOOH (ac), –OOCCOOH (ac), ¿Cuál de las dos especies anteriores seencuentra en mayor concentración?R: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.11. HOOCCOOH (ac), –OOCCOOH (ac), ¿Cuál de las dos especies anteriores sedisocia más que la otra?, justificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

8.12. HOOCCOOH (ac), –OOCCOOH (ac), ¿Cuál de las dos especies anteriores es elácido más fuerte?, justificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………



Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizancompletamente en el agua. La mayoría de los ácidos son débiles, los cuales se ionizan, sólo enforma limitada en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de ácidos débiles contienenuna me una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones hidronio, y la base conjugada.Las bases fuertes también son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en el agua. Loshidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos alcalinotérreos son bases fuertes.

La siguiente tabla presenta algunos de los ácidos más comunes.

Ácido Base conjugada

Aum

ento

de

la F

uerz

a ác

ida Ác

idos

fuer

tes

HClO4 ClO4–

Aum

ento

de

la F

uerz

a bá

sica

HI I–

HBr Br–

HCl Cl–

H2SO4 HSO4–

HNO3 NO3–

H3O+ H2O

Ácid

os d

ébile

s

HSO4– SO4

2–

HF F–

HNO2 NO2–

HCOOH HCOO–

CH3COOH CH3COO–

NH4+ NH3

HCN CN–

H2O OH–

NH3 NH2–

Así entonces la teoría de Arrhenius en conjunto con la ley de acción de masas permiten dar unaexplicación satisfactoria a la fuerza de un ácido.

La siguiente tabla muestra los valores de Ka para algunas especies.

Nombre Especie Ka1 Ka2 Ka3

Ácido nitroso HNO2 7,10 x10–4

Ácido peryódico H2IO6 2,00 x 10–2 5,00 x 10–9

Ácido sulfuroso H2SO3 1,23 x 10–2 6,60 x 10–8

Ácido fosfórico H3PO4 7,11 x 10–3 6,32 x 10–8 4,5 x 10–13

Ácido carbónico H2CO3 4,45 x 10–7 4,6 x 10–11

Ácido tiosulfúrico H2S2O3 3,00 x 10–1 2,50 x 10–2

Ácido arsénico H3AsO4 5,80 x 10–3 1,10 x 10–7 3,2 x 10–12

Ácido yódico HIO3 1,70 x 10–1

Ácido fosforoso H3PO3 3,00 x 10–2 1,62 x 10–7 muy pequeña

Ácido bórico H3BO3 5,81 x10–10 muy pequeña muy pequeña

Ácido cítrico H3C6H5O7 7,45 x10–4 1,73 x 10–5 4,02 x 10–7

Ácido salicílico C6H4(OH)COOH 1,06 x 10–3

Ácido Láctico CH3CHOHCOOH 1,38 x 10–4

Actividad

9. Responde a las siguientes preguntas a partir de la información entregada en la tabla deConstantes de acidez.

9.1.¿Cuál el ácido que presenta el mayor valor de Ka?. JustificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………



9.2.Escribe la fórmula y nombre del ácido que presente el menor valor de Ka1. JustificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

9.3.Ordena los siguientes ácidos : H3C6H5O7, H2SO3, H2CO3,9.3.1.de manera creciente (menor a mayor)según sea su valor de Ka1.R: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

9.3.2.de manera creciente según su acidez.R: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

9.4.Entre H3PO4 y H3AsO4, ¿Cuál de los dos ácidos tiene la tercera liberación de protón másdébil?, JustificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

9.5.Escribe en orden decreciente (mayor a menor) de su acidez los cinco ácidos más fuertesde la tabla.JustificaR: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

Así entonces la teoría de Arrhenius en conjunto con la ley de acción de masas no permiten dar unaexplicación satisfactoria a la fuerza de una base, para esto se requiere de otras teorías ácido base.Ésta es una de las limitantes de la Teoría ácido base de Arrhenius, otras son que restringe laspropiedades ácido-base de las sustancias a disoluciones acuosas y que no explica elcomportamiento como bases de ciertas sustancias que no poseen grupos “OH” en su molécula.Es por esto que utilizamos la teoría de Bronsted Lowry para clasificar sustancia concomportamiento básico que no contienen iones hidroxilos en su estructura.

La siguiente taba muestra algunas especies que actúan como bases de Bronsted Lowry y susvalores de Kb

Nombre Especie KbAmoníaco NH3 1,8 x10 –5

Anilina C6H5NH2 4,3 x 10–10

Dimetilamina (CH3) 2NH 5,4 x 10–4

Etilamina C2H5NH2 6,4 x 10–4

Hidracina H2NNH2 1,3 x 10–6

Hidroxilamina HONH2 1,1 x 10–8

Metilamina CH3NH2 4,4 x 10–4

Piridina C5H5N 1,7 x 10–9

Trimetilamina (CH3) 3N 6,4 x 10–5



Actividad

10. Responde a las siguientes preguntas a partir de la información entregada en la tabla deConstantes de acidez.10.1. Escribe la fórmula y nombre de la base que presente el mayor valor de Kb. Justifica

R: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

10.2. Justifique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:10.2.1. Un ácido débil es aquél cuyas disoluciones son diluidas.R: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………

10.3. En las disoluciones acuosas de las bases débiles, éstas se encuentran totalmentedisociadas.R: ……………………………………………………………………………………………..

J: ……………………………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………

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Producto Iónico del agua

Objetivo:Deducir Kw.

Electrolito y no electrolito: Los electrolitos son sustancias (ácidos, bases y sales) que al disolverseen agua o fundidos, pueden conducir la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden clasificarsecomo débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente laformación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible.Estas sustancias son buenas conductoras de la electricidad ya sea fundida o en solución.Por ejemplo

KNO3 → K+ + NO3-

NaOH → Na+ + OH-

H2SO4 → 2 H+ + SO42-

Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia parcialmente, sonreacciones de tipo reversible. Estas sustancias no son buenas conductoras de la electricidad.Por ejemplo

NH4OH ↔ NH4+ + OH-

HAc ↔ H+ + Ac-

Los no electrolitos son sustancias que ni fundidos ni en solución conducen la corriente eléctrica.Lo anterior se puede resumir de la siguiente manera: Para que una solución conduzca la corriente eléctrica debe estar formada por un electrolitoy un disolvente polar. Si la solución no conduce la corriente eléctrica, se puede deber a dos factores:

o el soluto es no electrolito y/oo el disolvente es no polar.

Tanto disolvente como soluto puro son malos conductores de la electricidad. Los electrolitos al disolverse en un disolvente polar pueden:

o disociarse, oo ionizarse

Producto iónico del agua: Los ácidos y las bases se disuelven en agua, por lo cual esta sustanciaes el medio natural donde se realizan estas reacciones. Debemos recordar que el agua libera unapequeña cantidad de iones H3O+ y OH- por litro de agua, los cuales no conducen la corrienteeléctrica.



El equilibrio químico, correspondiente a la disociación del agua, es:2 H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH- (ac)

Para simplificar su escritura se expresa como:H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)

Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio, tenemos:[H+ ] x [OH– ]

Kc = -------------------[H2O]

En que [H2O] x Kc = [H+ ] x [OH– ]La expresión [H2O] x Kc, recibe el nombre de producto iónico del agua, y se representa como Kw.Este producto se ha medido cuidadosamente, y resulta ser del orden de 10-14 [mol/L]2, a 25ºC.Kw a 25ºC= 1,0 x 10-14 [mol/L]2 = [H+] x [OH– ]

Independiente que se trate de agua pura o de una disolución de especies disueltas, la siguienterelación siempre se cumple a 25ªC.

Kw = [H+] x [OH– ]= 1,0 x 10-14

Para determinar la [H+] y/o [OH-] en el agua, debemos tener en cuenta que ella esquímicamente neutra, es decir,

En el agua pura, por cada ion hidrógeno tiene que haber un ion hidroxilo.Por tanto, si se agrega un ácido, la concentración de ion hidrógeno aumenta, y para que serestablezca el equilibrio, la de hidroxilo disminuye: [H+] > 10-7 ; [OH– ] < 10-7 .

Por el contrario, al añadir una base, aumenta la concentración de ion hidroxilo y para que serestablezca el equilibrio, la de ión hidrógeno disminuye: [OH– ] > 10-7 ; [H+] < 10-7 .En definitiva, una solución es:

Ácida si [H+] > 10-7 M > [OH– ].

Neutra si [H+] = 10-7 M = [OH– ].

Básica si [H+] < 10-7 M < [OH– ].

Ejemplo: Calcular las concentraciones de H+ y de OH–, para 250 mL de una solución quetiene 1,3 g de KOH.Solución: Primero se debe calcular la concentración molar para esta solución y como se tratade una base fuerte, su concentración es también la del OH–.

Con este resultado calculamos [H+], remplazando en Kw = [H+] x [OH– ]

Actividad11. Resuelve los siguientes problemas

11.1. ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y de OH- para una solución de HCl 0,063molar?

11.2. En cierta disolución amoniacal para limpieza doméstica, las concnetraciones deOH– es 0,0025 M. Calcule la concentración de H+.

11.3. Calcula la concentración de OH– en una disolución de HCl cuya concentración deH+ es 1,3 M.

Escala de pHObjetivo:Calcular el pH Y pOH de una disoución

El valor del Kw a 25ºC es 10–14 M2, entonces en el agua pura [OH– ] = [H+] = 10–7 M.

Utilizaremos el operador “p” que corresponde a – log [ X ], en que [ X ] puede ser [H+] o [OH– ].

Entonces en el agua

[H+] = 10–7 M. / aplico el operador p y [OH– ] = 10–7 M. / aplico el operador ppH= - log 10–7 pOH= - log 10–7

pH = 7 pOH = 7

pH + pOH = 14



En una disoluciónque es ácida su [H+] > 10–7 M > [OH– ] y por lo tanto su pH < 7que es neutra su [H+] = 10–7 M = [OH– ] y por lo tanto su pH = 7que es básica su [H+] < 10–7 M < [OH– ] y por lo tanto su pH > 7

Es importante destacar que la neutralidad ácido base del agua a pH=7 sólo se alcanza a25ºC, diferentes temperaturas la neutralidad del agua se alcanza a diferentes valores de pH, talcomo lo muestra la tabla.

T (ºC) Kw pH de neutralidad0 0,12 x 10-14 = 10-14,94 7,9725 1,03 x 10-14 = 10-14,00 7,0037 2,51 x 10-14 = 10-13,60 6,8040 2,95 x 10-14 = 10-13,53 6,7775 16,90 x 10-14 = 10-12,77 6,39100 48,00 x 10-14 = 10-12,32 6,16

Sörensen propuso (en 1909) la escala pH para medir la acidez de lasdisoluciones acuosas, siguiente esquema muestra la variación deacidez de acuerdo al valor de pH de una disolución.

La siguiente tabla presenta los valores de pH de algunas sustanciascomunes.

pH que presentan algunas sustancias corrientessustancia pH sustancia pH

jugos gástricos 2,0 amoníaco casero 11,5limones 2,3 leche de magnesia 10,5vinagre 2,9 pasta de dientes 9,9

refrescos 3,0 disolución saturadade bicarbonato sódico

8,4

vino 3,5 agua de mar 8,0naranjas 3,5 huevos frescos 7,8tomates 4,2 sangre humana 7,4

lluvia ácida 5,6 saliva (al comer) 7,2orina humana 6,0 agua pura 7,0leche de vaca 6,4 saliva (reposo) 6,6

Cálculo de pH y pOH:Ejemplos:

1) Si una disolución acuosa si ésta tiene una [H+]= 1,0 x 10-3 ,a. ¿Cuál es el valor de pH?b. ¿Cuál su carácter ácido base?c. ¿Cuál es el valor de pOH?d.

Datos:[H+]= 1,0 x 10-3

pH=?Carcter=?pOH=?

a)pH= - log [H+]pH= - log [1,0 x 10-3 ]pH= 3

b)solución ácida

c)pH + pOH=14pOH= 14 – pHpOH= 14 – 3pOH= 11

2) Si una disolución acuosa si ésta tiene una [H+]= 1,08 x 10-13 ?a. ¿Cuál es el valor de pH?b. ¿Cuál su carácter ácido base?c. ¿Cuál es el valor de pOH?



Datos:[H+]= 1,08 x 10-13

pH=?Carácter=?pOH=?

a)pH= - log [H+]pH= - log [1,08 x 10-13 ]pH= 12,96

b) Solución básica c)pH + pOH=14pOH= 14 – pHpOH= 14 – 12,96pOH= 1,04

Actividad

12. ¿Cuál es el valor de pH de las soluciones con las concentraciones de iones hidronio indicadasa continuación?, Además indique su caracter ácido base.

[H+] pH Carácter

12.1. [H+] = 1,0 10-13

12.2. [H+] = 1,0 10-10

12.3. [H+] = 1,0 10-1

12.4. [H+] = 1,0 10-5

12.5. [H+] = 1,0 10-8

12.6. [H+] = 1,0 10-12

12.7. [H+] = 1,0 10-6

12.8. [H+] = 1,0 10-11

12.9. [H+] = 1,0 10-4

12.10. [H+] = 1,0 10-2

12.11. [H+] = 1,0 10-7

12.12. [H+] = 1,0 10-3

12.13. [H+] = 1,0 10-9

12.14. [H+] = 1,0 10-14

12.15. [H+] = 1,0 100

Actividad

13. Completa la siguiente tabla con los valores de pH, pOH y el character de la sustancia segúncorresponda.

Sustancia pH Caracter pOH

13.1. Vino 10

13.2. Amoníaco 11

13.3. Levadura en polvo 5,7

13.4. Hidróxido de sodio 14

13.5. Manzanas 11

13.6. Zumo de limón 2

13.7. Leche 7,3

13.8. Agua pura 7,0

13.9. Tomate 9,5

13.10. Sangre humana 9,4

13.11. Lejía 1



Actividad

14. Resuelve los siguientes problemas de cálculo de pH14.1. Una solución acuosa contiene disueltos 2 g de NaOH en 500 ml de solución, si al

tratarse de una base fuerte está totalmente disociada, por lo que la concentración iniciales la de equilibrio (OH-). (M= 40 g/mol)(M= 0,1 mol/L)

14.1.1. ¿Cuál es el valor de su pOH?14.1.2. ¿Cuál es el valor de pH?

14.2. Calcule el pH de una disolución de HClO4 0,03 M.14.3. Calcule el pH de una disolución de disolución 0’05 M de NaOH.14.4. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: [OH−] = 10−13; B: pH = 3; C: pH = 10; D: [H3O+] = 10−7

14.4.1. Ordénalas de menor a mayor acidez.14.4.2. Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras.14.4.3. Completa la siguiente tabla

Disolución [H3O+] [OH−] pH CarácterCDBA

14.5. Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 L dedisolución. La concentración de H3O+ es 0,003 M.

14.6. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0,01 M tiene un pH de 5,6.14.6.1. ¿Cuál es el valor de su pH?.14.6.2. ¿Cuál es su carácter ácido base?.

Teoría ácido base de LewisObjetivos:Conocer la Teoría ácido base de Lewis.Identificar especies ácidas y básicas según la teoría de Lewis.

Para que una sustancia se comporte como una base de Bronsted debetener la capacidad de aceptar protones. Según ésta definición tanto el iónhidroxilo como el amoníaco son bases. Así como lo muestran lassiguientes ecuaciones.

En cada caso, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electrones libres. Estapropiedad característica del OH−

Y del NH3 y de otras bases de Bronsted, sugiere una definición más general de ácidos y bases. En1932 el químico norteamericano G. N. Lewis formuló dicha definición. Definió lo que actualmentese denomina base de Lewisa una sustancia que puede donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una sustanciacapaz de aceptar un par de electrones



Actividad

15. Identifica cada una de las siguientes sustancias como ácidos o bases de Lewis.

Nombre Molécula Carácter Est Lewis

15.1. Trifluoruro de boro BF3

15.2. Ácido bórico H3BO3

15.3. Dióxido de carbono CO2

15.4. agua H2O

15.5. Ion yoduro I-

15.6. Dióxido de asufre SO2

15.7. amoniaco NH3

15.8. Ion hidroxilo OH-

15.9. Ion hidronio H+

15.10. Tricloruro de bromo BCl3

15.11. Tricloruro de aluminio AlCl3

Actividad

16. En cada una de las reacciones identifica las especies reactantes como ácidos o bases deLewis.

16.1. H2O + CO2 → H2CO3

16.2. Ag (ac) + 2 NH3 (ac) → Ag(NH3)2+ (ac)

16.3. Cd2+ (ac) + 4 I- (ac) → CdI42− (ac)

16.4. Ni (s) + 4 CO (g) → Ni(CO)4 (g)



Soluciones AmortiguadorasObjetivos:Conocer las propiedades de las soluciones reguladoras o buffer.Calcular el pH de una solución amortiguadora.

Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. ElpH del cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro, por ejemplo el pH de la sangre estáalrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico puede ser de 1,5.Una disolución amortiguadora, tampón o buffer es una disolución formada por un ácido débil o unabase débil y su sal. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando seagregan pequeñas cantidades de ácido o de base.

Comparación de la variación de pH que sufreuna disolución acuosa de una base fuerte conuna disolución de la misma base con unasolución amortiguadora.

Comparación de la variación de pH que sufreuna disolución acuosa de un ácido fuerte conuna disolución del mismo ácido con unasolución amortiguadora.

Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácidopara reaccionar con los iones hidroxilo que se le añadan y también debe contener unaconcentración semejante de base para neutralizar los iones hidronio que se le añadan. Además loscomponentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en unareacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen con un par ácido base conjugado,por ejemplo un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y suácido conjugado (suministrado por una sal).Un sistema amortiguador suele presentarse como sal/ácido o base conjugada/ácido, así, el sistemaamortiguador acetato de sodio/ácido acético puede escribirse como CH3COONa/CH3COOH ocomo CH3COO−/ CH3COOH.

Actividad

17. ¿Cuál de las siguientes disoluciones son sistemas amortiguadores?

Disolución Respuesta Razonamiento

17.1. KH2PO4/H3PO4

17.2. NaClO4/HClO4

17.3. C5H5N/C5H5NHCl

Calculo de pH en sistemas amortiguadores:En la obtención del valor de pH de una solución amortiguadora se utiliza la expresión de Ka y elreemplazo de los valores de concentraciones de las especies.Por ejemplo :a) ¿Cuál es el pH de un sistema amortiguador formado por CH3COOH 1,0 M y CH3COONa 1,0 M.b) ¿Cuál es el pH del sistema anterior después de añadir 0,10 mol de HCl gaseoso a 1 litro de

disolución? . (suponga que el volumen no cambia al añadir el HCl)Datos:[CH3COOH]= 1,0 M[CH3COO−]= 1,0 MKa = 1,8 x 10−5

[H+] [CH3COO−]Ka=----------------------

[CH3COOH]

a)Ka [CH3COOH]

[H+]=-----------------------[CH3COO−]

(1,8 x 10−5) (1,0)[H+]=-----------------------

(1,0)

[H+] = 1,8 x 10−5

pH= - log [H+]

pH = - log (1,8 x 10−5)

pH= 4,74



Al agregar HCl se debe considerar que

El HCl es un ácido fuerte, porlo tanto se disociacompletamente y Al agregarlo a la

solución amortiguadorael H+ neutraliza al aniónacetato.

Según la ecuaciónHCl → H+ + Cl−

inicial 0,1final 0,1 0,1

CH3COO− + H+ → CH3COOHInicio 1,0 0,1 1,0Final 0,90 1,1

EntoncesDatos[CH3COOH]= 1,1 M[CH3COO−]= 0,9 MKa = 1,8 x 10−5

[H+] [CH3COO−]Ka=----------------------

[CH3COOH]

a)Ka [CH3COOH]

[H+]=-----------------------[CH3COO−]

(1,8 x 10−5) (1,1)[H+]=-----------------------

(0,90)

[H+] = 2,2 x 10−5

pH= - log [H+]

pH = - log (2,2 x 10−5)

pH= 4,66


18.1. Calcula el pH de una solución amortiguadora formada por NH3 0,30 M/NH4Cl 0,36M. ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador tras añadir 20 ml de NaOH 0,050 M a 80 mlde la disolución?

18.2. Calcule el pH de los sistemas amortiguadores formados por18.2.1. NH3 0,15 M/NH4Cl 0,35 M18.2.2. CH3COONa 2,0 M/CH3COOH 2,0 M.18.2.3. CH3COONa 0,2 M/CH3COOH 0,2 M.

18.2.3.1. Entre el sistema CH3COONa 2,0 M/CH3COOH 2,0 M y el sistemaCH3COONa 0,2 M/CH3COOH 0,2 M ¿Cuál es el más eficaz?¿porqué?

Indicadores ácido base

Objetivos:Conocer las características de los indicadores ácido base.Identificar el carácter ácido base de una sustancia a partir de su comportamiento frente aun indicador.

Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la bási-ca:Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la formabásica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, paramedir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente elpapel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintosindicadores.

Los indicadores ácido base más comunes son sustancias orgánicas complejas con carácter ácidoo básico débil, cuyas moléculas poseen una red plana de orbitales p fuertemente deslocalizados.La formas ácida (HIn) y la conjugada (In-) del indicador se encuentran en un equilibrio ácido baseregido por la constante de acidez del indicador, Kin.

HIn + H2O ↔ In− + H3O+

forma ácida forma básica

Cuando HIn se ioniza, la estructura del indicador cambia, alterándose la estructura del sistema pdeslocalizado, y, cuando esto sucede, también cambia su color. De tal forma que el color quepresenta el indicador está determinado por el pH y por tanto por el pKIn y la relación deconcentraciones entre las formas ácida y básica.

HIn ↔ In− + H3O+

Color 1 Color 2

[In−] x [H+] [In−]KIn = ----------------- por lo tanto pH = pK + log ---------

[HIn] [HIn]

Existe una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y 14. En lasiguiente figura se presentan algunos de ellos con los intervalos de viraje y el cambio decoloración. De especial interés resultan la fenolftaleína, el rojo de metilo y naranja de metilo.



Algunos indicadores de los más utilizados son:

Actividad

19. Resuelve los siguientes problemas19.1. A partir de la tabla de rangos de viraje de indicadores ácido base especifica qué

indicador se debería utilizar es las siguientes valoraciones:19.1.1. HCOOH frente a NaOH.19.1.2. HCl frente a KOH.19.1.3. HNO3 frente a CH3NH2.

19.2. Una estudiante realizó una valoración ácido base añadiendo una disolución deNaOH desde una bureta a una disolución de HCl contenida en un matráz Erlenmeyer.Utilizó fenolftaleína como indicador. En el punto de equivalencia detectó un rosa tenue.Sin embargo, después de unos minutos, la disolución se hizo incolora. ¿Qué explicacióntiene el fenómeno observado?

Valoración ácido base

Objetivo:Calcular el valor desconocido de concentración de una disolución a partir de otra disoluciónconocida.Analizar gráficos de titulación ácido base.

La valoración o titulación ácido base es unatécnica que permite el estudio cuantitativo de lasreacciones ácido base. En una valoración, unadisolución de concentración exactamenteconocida, denominada disolución patrón osolución valorante, se agrega en forma gradual aotra disolución de concentración desconocida,denominada solución valorada, hasta que lareacción química entre las dos disoluciones secomplete.Esto se observa al utilizar un indicador ácido basecuyo rango de viraje se acerque lo mas posible al punto de equivalencia.

Es importante saber elegir el indicador adecuado paracada volumetría. Por tanto, es conveniente construir unacurva de valoración , sobre la base de la cual, se eligecomo indicador más adecuado, él que proporcione unpunto final de la valoraciónlo más próximo al punto de equivalencia.

La imagen nos muestra un ejemplo del sistema que seinstala para realizar esta técnica.Realizando un cálculo estequiométrico se puede obtener elvalor de la concentración de la solución valorada.



El cálculo estequiométrico se basa en que

H+ (ac) + OH- (ac) ↔ H2O (l),

nH+ = nOH-

V H+ x M H+ = V OH- x M OH-

Ejemplo: en un experimento de valoración, un estudiante encuentra que se necesitan 2,67 x 10−3

de KHF para neutralizar 23,48 mL de una disolución de NaOH. ¿Cuál es la concentración molar dela disolución de NaOH?

Datos:n H+ = 2,67 x 10−3

V OH-= 23,48 mL≡ 23,48 x10−3LM OH- = ?

Como un H+ (de cada KHF)neutraliza un OH- (de cadaNaOH) la relaciónestequiométrica es 1:1 para laneutralización .

nH+ = nOH-2,678 x 10−3 = nOH-Como V OH- = 23,48 x 10−3 L

nOH-

M= -----------V OH-

2,678 x 10−3 molM= ------------------------

23,48 10−3 LM = 0,113 mol/L


20.1. ¿Cuántos gramos de KHF se necesitan para neutralizar 18,64 ml de una disoluciónde NaOH 0,1004 M?

20.2. ¿Cuántos ml de una disolución de NaOH 0,610 M se necesitan para neutralizarcompletamente 20 mL de una disolución de H2SO4 0,245 M?

20.3. ¿Cuántos mL de una disolución de H2SO4 1,28 M se requieren para neutralizar60,2 mL de una disolución de KOH 0,427 M?

20.4. Calcula el volumen de NaOH 1,420 M requerido para valorar las disolucionessiguientes:

20.4.1. 25,00 mL de una disolución de HCl 2,430 M.20.4.2. 25,00 mL de una disolución de H2SO4 4,500 M.20.4.3. 25,00 mL de una disolución de H3PO4 1,500 M

La fuerza del ácido, es decir, el valor desu constante de acidez, influyedecisivamente en la forma de la curva devaloración, de forma que el pH en elpunto de equivalencia es tanto más altocuando más débil es el ácido (Ka máspequeña). Observe la imagen al lado.Inmediatamente, se deduce que elregistro de la curva de valoración de unácido o una base débil sirve para calcularsu constante de acidez o basicidad.La metodología que se sigue paraconstruir las curvas de valoración de lasbases, tanto fuertes como débiles, esanáloga a la que se aplica en el caso delos ácidos correspondientes. En el casode bases fuertes, el pH en el punto deequivalencia es neutro, sin embargo, alvalorar bases débiles, el pH en el puntode equivalencia es menor que 7 debido a la presencia del correspondiente ácido conjugado.Las curvas de valoración de las bases resultan imágenes especulares de las de losácidos de la misma fortaleza. Así, la curva de valoración de 30 mL de NH3 0.1 N conHCl 0.1 N es justo la imagen especular de la de ácido acético con KOH, ya que elamoniaco tiene como base una fortaleza similar a la del ácido acético.

Se pueden realizar cuatro tipos de reacciones de valoración ácido base: la que incluye un ácidofuerte y una base fuerte, la valoración que incluye un ácido débil y una base fuerte, lasvaloraciones que incluyen un ácido fuerte y una base débil y las que incluyen un ácido débil y ub abase débil, éstas últimas son más complicadas pues hay hidrólisis tanto del catión como del aniónde la sal formada. Es por esto que estas valoraciones casi nunca se llevan a cabo.





Actividad

21. En cada uno de los siguientes gráficos identifica el tipo de solución valorada y la valorante.Justifica cada una de tus respuestas.

Gráfico Sol valorada Justificación Solvalorante

Justificación

21.1.

21.2.

21.3.



21.4.

21.5.

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Guía de Aprendizaje y Ejercicios Unidad: Ácido Base