Reacciones Reacciones ácido-baseácido-base

“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”

B. M. Mahan y R. J. Myers

Química. Curso Universitario (4ª ed.).

CONTENIDOCONTENIDO

1.- Definiciones de ácidos y bases.

2.- La autoionización del agua. Escala de pH.

3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.

4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización.

5.- Hidrólisis.

6.- Disoluciones amortiguadoras.

7.- Indicadores.

8.- Valoraciones ácido-base.

ÁcidosÁcidos

•Tienen sabor agrio.Tienen sabor agrio.•Cambian el color del papel tornasol de azul a rojo.Cambian el color del papel tornasol de azul a rojo.•Reaccionan con algunos metal es como el zinc, magnesio o Reaccionan con algunos metal es como el zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso:hierro para producir hidrógeno gaseoso:

2HC2HC(ac) (ac) ++ MgMg(s) (s) →MgC→MgCll ( (aac) +c) + H H22 (g) (g)

•Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para formar Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para formar dióxido de carbono gaseoso:dióxido de carbono gaseoso:

2HCl 2HCl (ac) (ac) + CaCO+ CaCO33 (s) (s) → → CaClCaCl22 (ac) (ac) + H+ H22O O (l) (l) + + COCO22 (g)(g)

•Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad .Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad .

BasesBases

•Las bases tienen sabor amargo.

•Al tacto son resbaladizas.

•Producen cambios en el color del papel tornasol de rojo a azul.

•Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.111.1.- Arrhenius (1883)1.1.- Arrhenius (1883)

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+

HCl H+ (aq) + Cl (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH

NaOH Na+ (aq) + OH (aq)

Svante August Arrhenius (1859-1927)

[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903Tercer premio Nobelde Química

Limitaciones:* Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)* Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

1.2.- Brønsted-Lowry (1923)1.2.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)

ácido base baseácido

Transferenciaprotónica

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

1.3.- Lewis (1923)1.3.- Lewis (1923)

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones

Base: Especie que puede ceder pares de electrones

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos.

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies

Definición más general

H N:H

H

+ B F

F

F

H NH

H

B F

F

F

base ácido

ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.22

Equilibrio de autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH (aq)

pH = log [H3O+]

pOH = log [OH]

log 10-14 = log [H3O+] log [OH]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH]

Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

Agua pura: [H3O+] = [OH] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH]pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH]pH > 7

pH

7ácida básica

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.33

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A (aq)

[HA]

]O][H[AK 3

a

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)

Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)

se encuentra totalmente disociado(Ka >> 1, Ka )

Análogamente con las bases:

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq)[B]

]][OH[BHKb

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)

Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)

se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb )

En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

Kw = Ka Kb

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq)a

w

3

3b K

K

]O[H

]O[H

[B]

]][OH[BHK

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.66Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental

(p.ej. reacciones bioquímicas)

Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones quemantienen un pH aproximadamente constante cuando se agreganpequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.

Composición

Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada(o una base débil y su ácido conjugado).

(p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

Mecanismo de acción:

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A (aq)

[HA]

][AlogpKpH;

][A

[HA]K]O[H;

[HA]

]O][H[AK aa3

3a

Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda,disminuirá el cociente [A]/[HA] y el pH bajará.

Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A y HA, el cociente cambiará muypoco y el pH apenas se modificará.

P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.* si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686.

¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón?

Con el tratamiento exacto (apartado 4).

¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón?

Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugadason grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,comparadas con las iniciales.

Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibriose pueden aproximar por las concentraciones iniciales.

Exacta

o

oa [ácido]

[base]logpKpH Aproximada

eq

eqa [HA]

][AlogpKpH

eq

eqa [ácido]

[base]logpKpH

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)

Lawrence Joseph Henderson(1878-1942)

Características importantes de una disolución amortiguadora:

* Su pH depende de Ka y de las concentraciones* Su capacidad amortiguadora

Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puedeagregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar demodo apreciable.

¿De qué depende?

* Del número de moles de ácido y base(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)

* Del cociente [base]/[ácido].(para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

Ejercicio 1:

¿Cuales de las siguientes disoluciones son sistemas amortiguadores?

a)KH2PO4/H3PO4,

b) NaClO4/HClO4,

c) C5H5N/C5H5NHCl,

d) KF/HF,

e) KBr/HBr,

f) Na2CO3/NaHCO3

Ejercicio 2:

a)Calcule el pH de un sistema amortiguador formado por CH3COOH 1.0 M y CH3COONa 1.0 M. b)¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de añadir 10 mL de HCl 0,1 M a a 5 mL de la disolución?

Ejercicio 3:

Calcule el pH del sistema amortiguador formado por NH3 0.30 M/NH4Cl 0.36 M. ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador tras añadir 20.0 mL de NaOH 0.050 M a 80.0mL de la disolución?

Ejercicio 4:

•Calcule el pH de un sistema amortiguador formado por NH3 0.15 M / NH4Cl 0.35 M.

•Calcule el pH de las dos disoluciones amortiguadoras siguientes:

a)CH3COONa 2.0 M/CH3COOH 2.0 M.

b) CH3COONa 0.20 M/CH3COOH 0.20 M. ¿Cuál amortiguador es más eficaz? ¿Por qué?

•¿Cuál es el pH de un amortiguador de Na2HPO4 0.10 M / KH2PO4 0.15 M?

Ejercicio 5:

•El pH de un amortiguador de acetato de sodio-ácido acéticoes 4.50. Calcule la relación CH3COO-/CH3COOH.

•Calcule el pH de un amortiguador de NH3 0.20 M / NH4Cl0.20 M. ¿Cuál es el pH del amortiguador después de añadir10.0 mL de HCl 0.10 M a 65.0 mL del amortiguador?

•Calcule el pH de 1.00 L de un amortiguador de CH3COONa1.00 M / CH3COOH 1.00 M antes y después de agregar a)0.080 moles de NaOH, b)0.12 moles de HCl. (Suponga que no hay cambio de volumen.)

Ejercicio 6:

A una estudiante se le pide que prepare una disoluciónamortiguadora de pH = 8.60. utilizando uno de los siguientesácidos débiles: HA (Ka=2.7X10-3). HB (Ka = 4.4X10-6), HC (Ka = 2.6X10-9). ¿Cuál ácido debería escoger y por qué?

Ejercicios adicionales:

Calcule la concentración de iones OH- en una disoluciónde HCl 1.4 X 10-3 M.

Calcule la concentración de iones H+ en una disolución de NaOH 0.62 M.

Calcule el pH de cada una de las siguientes disoluciones:a)HCl 0.0010 M, b)KOH 0.76 M.

Calcule el pH de cada una de las siguientes disoluciones:a)Ba(OH)2 2.8 X 10-4 M, b)HNO3 5.2 X 10-4 M.

Ejercicios adicionales:

Calcule la concentración de iones hidrógeno, en mol/L, paralas disoluciones con los siguientes valores de pH: a) 2.42,b) 11.21, c) 6.96, d) 15.00.

Calcule la concentración de iones hidrógeno, en mol/L, para cada una de las siguientes disoluciones: a)una disolución cuyo pH es 5.20, b)una disolución cuyo pH es 16.00, c)una disolución cuya concentración de hidróxido es 3.7 X 10-9 M.