PRESENTACION ACIDO BASE OK 4-3

REACCIONESÁCIDO-BASE

REACCIONES DE TRANSFERENCIADE PROTONES

Dpto. Física y Química IES Turaniana

ÍNDICE1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS Y BASES 2. TEORIAS ÁCIDO-BASE

2.1.TEORÍA DE ARRHENIUS 2.2 TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY

3. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA 4. MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH 5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES. 6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN 7. VOLUMETRIAS ÁCIDO Y BASES 8. HIDRÓLISIS DE SALES 9. DISOLUCIONES TAMPÓN


Los ácidos y las bases están presentes en todas las facetas de nuestra vida cotidiana

ÁCIDOS

HCl: agua fuerteH2SO4: baterías de coches

CH3-COOH: vinagre

etc.

BASES

NH3: amoníaco

NaClO: lejía

NaOH: sosa cáustica

etc.

1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS


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.

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.

1. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS


Colorean de azul el papel indicador

Colorean de rojo el papel indicador

2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE

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−

HNO3 → H+ + NO3-

H2SO4 → 2H+ + SO42-

NaOH → Na+ + OH-

Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH-

2.1. 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

Por tanto, tarde o temprano tendría que llegar una nueva teoría con mayor poder explicativo. Y llegó casi 40 años más tarde


2.1. TEORÍA DE ARRHENIUS ( TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)


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 haya otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les denomina ahora

reacciones de transferencia de protones:

Ácido 2Base 2

Ácido 1 Base 1A− 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+

2.2. TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE



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- + H3O+ NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-




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- + NH4+ HS- + H3O+ ⇄ H2S + H2O




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,

Ese mismo año 1923, el químico estadounidense 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, para nuestras intenciones en este curso no es necesario dar cuenta de esta teoría de Lewis. Nos bastará con la de Brönsted y Lowry



EJERCICIO 1 Completa los siguientes equilibrios e

identifica los pares ácido-base conjugados: a) CO3

2- + H2O ! … + ... b) NH4

+ + OH- ! … + ... c) CN- + ….. ! HCN + OH-

EJERCICIO 2

Escribe la base conjugada de los siguientes 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−, SO32−, S2−, H3O+, HCl, CO32−


3. 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 + H2O ⇄ OH- + H3O+

La disociación del agua pura es un equilibrio que está desplazado hacia la formación de agua a partir de los iones hidroxilo e hidronio:


Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina

producto iónico del agua Kw, y su expresión es:

Kw = [H3O+] .[OH-]

El valor de Kw a 25 ºC es

Kw = 1x10−14

y sólo varía en función de la Tª

Tª (ºC) Kw

0,11 x 10−1401,00 x 10−14253,00 x 10−144051,3 x 10−14100

De la estequiometría de la reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto

iónico se deduce que:

[H3O+] = [OH-] = 1.10-7 M

Teniendo en cuenta ese valor como referencia se

pueden clasificar las disoluciones en: ÁCIDAS

NEUTRASBÁSICAS

2H2O ⇄ OH- + H3O+



DISOLUCIONES NEUTRAS

DISOLUCIONES ÁCIDAS

DISOLUCIONES BÁSICAS

HA + H2O ⇄ A- + H3O+

2H2O ⇄ OH- + H3O+

B + H2O ⇄ HB+ + OH-

2H2O ⇄ OH- + H3O+

[H3O+] = [OH-] = 1.10-7 M[H3O+] > [OH-] [OH-] > [H3O+]

[OH-] < 10-7 M y [H3O+] > 10-7 M [OH-] > 10-7 M y [H3O+] < 10-7 M



4. 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


Como a 25 ºC, Kw = 10−1414log10 14wpK pH pOH−= − = = +

Para el agua pura o cualquier disolución neutra

7pH pOH= =

Para cualquier disolución básica

Para cualquier disolución ácida

7pH < 7pOH > 7pH > 7pOH <

[H3O+] > [OH-] [OH-] > [H3O+][H3O+] = [OH-] = 1.10-7 M

pOH= - log [OH-] pH = - log[H3O+] pKw = - logKw pKw = - log Kw = -log ([H3O+].[OH-])

pKw = -log [H3O+]- log [OH-])= pH + pOH



Carácter ácido creciente

Carácter básico creciente

Disoluciones

ácidasD

isoluciones básicas

Agua pura

Disoluciones neutras



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

El cambio de color (VIRAJE) se produce cuando la concentración del indicador y la concentración de su forma conjugada guardan entre sí una relación igual o mayor de diez, lo que implica que el cambio de color se produzca en un intervalo de pH

que depende de la constante de equilibrio de cada indicador



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

EjemplosAnaranjado de metilo Fenolftaleína

Zona de viraje Zona de viraje

pH 3,1 – 4,4pH 8,5 – 9



La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje



El papel indicador universal contiene una mezcla de varios indicadores, con lo que su escala colorimétrica es más amplia

Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una disolución



Cuando se quiere conocer de forma exacta el valor 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



EJERCICIO 4

Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por:

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

Ordénalas de menor a mayor acidez 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


5. FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Si tenemos en cuenta un 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

HA + H2O ⇄ A- + H3O+

Si tenemos en cuenta un 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

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


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



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 …

HNO3 + H2O → NO3- + H3O+

El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución: pH = - log[H3O+]



Ácidos débilesSon electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con los ácidos

fuertes, éstos se representan como reacciones reversibles

Cuanto mayor sea Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será α y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH

El grado α en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante

de equilibrio o constante de acidez: HA + H2O ⇄ A- + H3O+



Ácidos polipróticosSon 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+

H3PO4 + H2O ⇄ H2PO4- + H3O+

H2PO4- + H2O ⇄ HPO4

2- + H3O+

HPO42- + H2O ⇄ PO4

3- + H3O+



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 HPO42− se comportan

como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones

H3PO4 + H2O ⇄ H2PO4- + H3O+

H2PO4- + H2O ⇄ HPO4

2- + H3O+

HPO42- + H2O ⇄ PO4

3- + H3O+



EJERCICIO 7 Se tiene una disolución acuosa de

ácido acético (etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 1,8·10−5, calcula:

a) El pH de la disolución b) El grado de disociación del ácido

acético

EJERCICIO 8 Calcula el pH y el grado de disociación de una

disolución que se ha preparado añadiendo 10 mL de HCl 0,1 M a 90 mL de una

disolución 0,5 M de ácido acético (Ka = 1,8·10−5)

EJERCICIO 6 a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución

acuosa 0,1 M de HCl? ¿Y su pH? ¿Y su grado de disociación?

b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta un litro?

¡¡¡ Cuando Ka es suficientemente pequeño (Ka<10−3) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que

nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que α<<1 !!!

Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar al final que sale un α <0,05 (α%<5%)


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.

Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2

Bases fuertes

NaOH → Na+ + OH-

El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH−] de la disolución:

pOH= - log [OH-] pH= 14 -pOH



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 α y la [OH−] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH

El grado α en que se disocian los bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de

equilibrio o constante de basicidad:

B + H2O ⇄ BH+ + OH-



EJERCICIO 9

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 10

Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (Kb = 1,8·10−5). Calcula:

a) La concentración inicial de amoníaco b) La concentración de todas las especies

en equilibrio, incluida la [H3O+] c) El pH de la disolución


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

4a

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



6. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

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


Se produce entre un ácido y una base completamente

disociados

1. Neutralización ácido fuerte - base fuerte

Consecuentemente, [H3O+] = [OH−] = 10−7 M 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+ −+ → + +


2 _ _Cl H O No hay reaccion− + →



Se produce entre un ácido totalmente

disociado y una base parcialmente

disociada

2.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<7 Quedaría 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+ −+ + → + +


2 _ _Cl H O No hay reaccion− + →



Se produce entre un ácido

parcialmente disociado

y una base completamente

disociada

3. 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>7 Quedaría 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

agua2 _ _Na H O No hay reaccion+ + →



EJERCICIO 13

Al 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)

EJERCICIO 11 Muchos antiácidos contienen hidróxido de aluminio como

ingrediente activo.

a) Escribe la reacción de este con el HCl de los jugos gástricos del estómago

b) Determina los gramos de antiácido necesarios para neutralizar 1,5 L de una disolución de HCl cuyo pH es 1,6 si el antiácido contiene un 40 % de hidróxido de aluminio

EJERCICIO 12

Calcula:

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


Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte

nA nB

nA nBa b

cAVAa

cBVBb

Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución ácida a partir de otra disolución básica de concentración conocida

Acidimetría cAa·VBb·VA

· cB

Alcalimetría cBb·VAa·VB

· cA

Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución básica a partir de

otra disolución ácida de concentración conocida

aA (dis) + bB (dis) ! nSAL (dis) + mAGUA

7. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE


ACIDIMETRÍA


Ácido con anaranjado de metilo

¡¡ Cambio de color !!

Vi

Vf

VB = Vf - Vi

VB

VA

Base (cB) cAa·VBb·VA

· cB

pH (en el erlenmeyer)

VB

14

7

0VB

fenolftaleína (8,2-10)

anaranjado de metilo (3,2-4,4)PTO. DE EQUIVALENCIA

¿cA?

Curva de valoración



ALCALIMETRÍA


Base con fenolftaleína

¡¡ Cambio de color !!

Vi

Vf

VA = Vf - Vi

VA

VB

Ácido (cA)

cBb·VAa·VB

· cA

¿cB?

pH (en el erlenmeyer)

VA

14

7

0VA

fenolftaleína (8,2-10)

anaranjado de metilo (3,2-4,4)

PTO. DE EQUIVALENCIA

Curva de valoración



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)

Si se valora un ácido débil con una base

fuerte, el pH en el punto de equivalencia es básico

(pH>7)

Si se valora un ácido fuerte con una base

débil, el pH en el punto de equivalencia es ácido

(pH<7)

En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas entre

4 ≤ pH ≤ 9

Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio básico su zona de

viraje para que el punto final coincida sin mucho error

con el punto de equivalencia

Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio ácido su zona de viraje para que el punto final coincida

sin mucho error con el punto de equivalencia


EJERCICIO 14

Para calcular la alcalinidad de una agua residual de una industria de sosa cáustica (NaOH) se tomaron 50 mL de la misma y se gastaron 20 mL de HCl

0,1 M.

a) Dibuja el montaje experimental para llevar a cabo esta volumetría, indicando en dicho dibujo los materiales y las sustancias utilizadas. Dibuja también

cómo sería la curva de valoración

b) En el laboratorio se dispone de fenolftaleína (intervalo de viraje 8,3-10) y anaranjado de metilo (intervalo de viraje 3,1-4,4). Señala justificadamente si

los dos indicadores serían válidos para señalar el punto final de la volumetría y escribe la reacción que tiene lugar

c) Calcula la concentración molar de sosa cáustica y cuál sería su pH


EJERCICIO 15

Se valoran 5 mL de una disolución de NH3 con una disolución de

HCl 0,114 M y la curva de valoración obtenida es la que

se representa en la figura.

a) A partir de la figura indique el pH inicial de la disolución de

NH3 y razone el valor del pH en el punto de equivalencia

b) Calcula la concentración de la disolución de NH3


8. HIDRÓLISIS DE SALESCuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones.

Decimos que se produce una reacción de hidrólisis si estos iones (cationes y/o aniones) reaccionan con las moléculas de agua formando

ácidos conjugados o bases conjugadas

Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE

Tanto el Na+ como 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:

En estas condiciones sólo nos queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere un carácter neutro, pues [H3O+] = [OH−] y, por tanto, pH = 7


2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE

El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO− sí, ya que es la base conjugada débil de un ácido débil.

En estas condiciones la formación de iones OH− confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H3O+] < [OH−] y, por tanto, pH > 7


8. HIDRÓLISIS DE SALES

3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE

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. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL

En este caso se hidrolizan ambos 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

Kb

CH3COONH4 →NH4+ + CH3COO-

CH3COO- + H2O ⇄CH3COOH + OH-

NH4+ + H2O ⇄NH3 + H3O+

Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución

de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones:



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 procesos que ocurren al disolver la sal en agua

b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador


9.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)


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 Tampón

CH3COOH / CH3COONa

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 consigue

mantener el pH !!


CH3COONa →Na+ + CH3COO- CH3COOH+H2O ⇄CH3COO-+H3O+

CH3COOH+OH- ⇄CH3COO-+H2O

CH3COO-+H3O+ ⇄CH3COOH+H2O


Tampón de base débil + ácido

Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases)

Ejemplo

Tampón NH3 / 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 consigue

mantener el pH !!

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

NH4Cl → NH4+ + Cl-

NH4+ + OH- ⇄ NH3

+ H2O

NH3 + H3O+ ⇄ NH4+ + H2O



Tampón H2CO3 / HCO3−

Actúa regulando el pH en el plasma sanguíneo

Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4

Tampón H2PO4− / HPO42−

Actúa regulando el pH en el interior 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

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


A nivel bioquímico, es

decir, en el interior de los organismos

vivos, los dos principales

tampones son:


Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla

Cantidades de ácido o base

añadidas

En 1 L de agua pura

En 1 L de disolución CH3COOH 0,1 M

CH3COONa 0,1 M

En 1 L de disolución NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M

pH inicial 7,0 4,8 9,3

11,0 4,9 9,410,0 4,8 9,39,0 4,8 9,38,0 4,8 9,3

6,0 4,8 9,35,0 4,8 9,34,0 4,8 9,33,0 4,7 9,2

10 mL1 mL

0,1 mL0,01 mL

0,01 mL

0,1 mL1 mL

10 mL

Adición NaOH 0,1 M

Adición HCl

0,1 M



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 formar disoluciones reguladoras del pH


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PRESENTACION ACIDO BASE OK 4-3