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Ácidos y bases

2º Bachillerato

CONTENIDO

1.- Características de ácidos y bases.

2.- Definiciones de ácidos y bases.

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

4.- Medida del pH.

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

6.- Cálculo del pH de una disolución.

7.- Hidrólisis de sales.

8.- Disoluciones reguladoras del pH.

9.- Valoraciones ácido-base.

CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.1

ÁCIDOS:

• Tienen sabor agrio.

• Son corrosivos para la piel.

• Enrojecen ciertos colorantes vegetales.

• Disuelven sustancias.

• Atacan a los metales desprendiendo H2.

• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

BASES:

• Tiene sabor amargo.

• Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.

• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.

• Precipitan sustancias disueltas por ácidos.

• Disuelven grasas.

• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.22.1.- Arrhenius (1887)

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)

Neutralización: Reacción entre un ácido y una base para

formar agua

H+ (aq) + OH- (aq) H2O

HCl + NaOH H2O + NaCl

Svante August Arrhenius(1859-1927)

Limitaciones:

* Se limita a disoluciones acuosas.

* Sustancias con propiedades básicas que no contienen

iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido).

* El ion H+ no puede existir en disolución acuosa.

2.2.- Brönsted-Lowry (1923)

Ácido: Sustancia capaz de ceder un H+

Base: Sustancia capaz de aceptar un H+

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

HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)

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

ácido base baseácido

Transferencia

protónica

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

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar como

ácido o como base)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Ventajas:

* Ya no se limita a disoluciones acuosas.

* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

* Explica la existencia de sustancias anfóteras.

2.3.- 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 par

de 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 N

H

H

B F

F

F

base ácido

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH.3

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 agua

A 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

(función “p”)

Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O

+] = 10-7 pH = 7

[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓN

ÁCIDA

[H3O+] > [OH-]

pH < 7

DISOLUCIÓN

NEUTRA

[H3O+] = [OH-]

pH = 7

DISOLUCIÓN

BÁSICA

[H3O+] < [OH-]

pH > 7

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual

será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que:

H3O+ = 10–pH = 10–12,6 = = 2,5 · 10–13 M

Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14

entonces:KW 10–14

OH– = ——— = ————— = 0,04 MH3O

+ 2,5 · 10–13

pOH = – log OH– = – log 0,04 = 1,4

Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Indicadores ácido-base: son ácidos o bases débiles cuyas

formas ácido/base conjugadas presentan colores diferentes.

HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind- (aq)

Color A Color B

Cuando a una disolución le añadimos un indicador, estarán

presentes las dos especies HInd e Ind-.

• Si [HInd]/[Ind-] 10 Color A (predomina forma ácida)

• Si [HInd]/[Ind-] 0.1 Color B (predomina forma básica)

• Si 0.1< [HInd]/[Ind-]<Color mezcla de A y B

Intervalo de viraje: 2 unidades de pH

MEDIDA DEL pH.4

Papel indicador universal.

Peachímetro.

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.5

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir

o 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 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 Kb (menor pKb)

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

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

Ácido fuerte Ácido débil

En el caso de un par ácido-base conjugado,

Ka · Kb = Kw

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)b

[BH ][OH ]K

[B]

-

BH+ (aq) + H2O (l) B (aq) + H3O+ (aq) 3[B][H O ]

K[BH ]

a

Relación entre Ka y Kb:

Relación entre Ka y (grado de disociación):

En la disociación de un ácido o una base

Igualmente:

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),

se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )

De donde:

-

-

2

3[ ] [ ]

[ ] (1- ) 1a

A H O c c cK

HA c

-

b

cK

2

1

aK

c bK

c

Ácidos polipróticos: son aquellos que pueden ceder más de un H+.

P.ej.: el H2CO3 es diprótico, el H3PO4 triprótico.

Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:

H2CO3 + H2O ↔ HCO3– + H3O +

HCO3– + H2O ↔ CO3

2– + H3O +

Ka1 = 4,5 · 10–7 Ka2 = 5,7· 10–11

La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

- 3 3

1

2 3

[ ] [ ]

[ ]a

HCO H OK

H CO

-

-

2

3 32

3

[ ] [ ]

[ ]a

CO H OK

HCO

CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN.66.1.- Ácido fuerte o base fuerte

Los ácidos y bases fuertes están totalmente disociados en agua:

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

H3O+] = [HA]inicial = Ca

pH = pCa

b) B(aq) + H2O(l) BH (aq) OH- (aq)

OH-] = [B]inicial = Cb

pOH = pCb pH = 14 - pCb

6.2.- Ácido débil o base débil

En estos casos, la disociación no es total:

a) HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

c. eq. Ca(1-α) Caα Caα

H3O+]2 = Ka·Ca pH = ½(pKa + pCa)

-

-

223[ ]·[ ] ·

[ ] (1- ) 1a a a

a a

a

A H O C C CK C

HA C

• Esta aproximación es válida para ácidos débiles (Ka<10-5).

• Deja de ser válida para ácidos muy débiles (Ka<10-11) o muy diluidos (Ca<10-7 M).

En estos casos hay que aplicar la ley de equilibrio químico y considerar los iones

H3O+ de autoionización del agua.

b) B(aq) + H2O(l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)

C.eq. Cb(1-α) Cbα Cbα

OH-]2 = Kb·Cb ; pOH = ½(pKb + pCb)

pH = 14 - ½(pKb + pCb)

-

-

22·[ ]·[ ]

[ ] (1- ) 1b b b

b b

b

C C COH BHK C

B C

• Aproximación es válida para bases débiles (Kb<10-5).

• Deja de ser válida para bases muy débiles (Kb<10-11) o muy diluidas (Cb<10-7 M).

En estos casos hay que aplicar la ley de equilibrio químico y considerar los iones

OH- de autoionización del agua.

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución

0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5.

Equilibrio: NH3 + H2O NH4+ + OH–

c. in.(mol/l): 0,2 0 0

c. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

NH4+ · OH– x2

Kb = ——————— = ——— ≈ x2 = 1,8 · 10–5

NH3 0,2 – x

De donde se deduce que x = OH– = 1,9 · 10–3 M

pOH = – log OH– = – log 1,9 · 10–3 = 2,72

pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

6.3.- Mezcla de ácido fuerte y base fuerte

La mezcla se neutralizará dando sal y agua:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Si los reactivos están en las cantidades estequiométricas, se

neutralizan completamente, con lo que la mezcla tendrá pH = 7.

Si uno de los reactivos está en exceso, será el que fije el pH final.

HIDRÓLISIS DE SALES.7Hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el

agua.

Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un

ácido o una base débil:

• Hidrólisis ácida (de un catión):

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

• Hidrólisis básica (de un anión):

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

7.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte

[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

NaCl (s) H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base fuerte (NaOH).

No se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl).

No se hidroliza

Disolución neutra

7.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

[p.ej.: NH4Cl]

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de un ácido fuerte (HCl).

No se hidroliza

Disolución

ácida

3 3 w(NH )h a 4

(NH )4 b 3

[NH ][H O ] KK K

[NH ] K

NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O

+ (aq)

Cuanto más débil sea la base (menor Kb), más ácida es la disolución (mayor Kh)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

7.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte

[p.ej.: CH3COONa]

CH3COONa (s) H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza

Procede de una base fuerte (NaOH).

No se hidroliza

Disolución

básica3 w

(CH COO )h b 3(CH COOH)3 a 3

[CH COOH][OH ] KK K

[CH COO ] K

--

-

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq)

Cuanto más débil sea el ácido (menor Ka), más básica es la disolución (mayor Kh)

7.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil

[p.ej.: NH4CN]

NH4CN (s) H2O

NH4+ (aq) + CN- (aq)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza

Si Kh (catión) < Kh (anión) (Kb > Ka) Disolución básica

Si Kh (catión) = Kh (anión) (Kb = Ka) Disolución neutra

Si Kh (catión) > Kh (anión) (Kb < Ka) Disolución ácida

[Para el NH4CN: disolución básica]

Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0·10–10, calcular el

pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa

de NaCN 0,01 M.

La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O HCN + OH–

-

- --

- - -

145

10 10( )

[ ]·[ ] 1·102,5 ·10

[ ] 4,0 ·10 4,0 ·10W

h CN

KHCN OHK

CN

CN– + H2O HCN + OH–

C.eq. 0,01(1-α) 0,01α 0,01α

se obtiene que = 0,05

OH– = 0,01 = 5,0·10–4 M; pOH = – log 5,0·10–4 = 3,3

pH = 14 – pOH = 10,7

--

-

25 2[ ]·[ ] (0,01 )

2,5 ·10 0,01[ ] 0,01(1- )

h

HCN OHK

CN

DISOLUCIONES REGULADORAS DEL pH.8Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental

(p.ej. reacciones bioquímicas)

Disolución reguladora (amortiguadora o tampón): Disolución

que mantiene un pH aproximadamente constante cuando se

agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluye.

Están formadas por:

• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con

catión neutro. P.ej.: ácido acético + acetato de sodio.

• Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión

neutro. P.ej.: amoniaco y cloruro de amonio.

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 p.ej., añadimos un ácido, el equilibrio 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 muy poco y el

pH apenas se modificará.

P.ej.: * si añado 0.001 mol de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.

* si añado 0.001 mol de HCl a un 1 L de disolución que contiene

0.7 mol de acético y 0.6 mol de acetato sódico, el pH pasa de

4.688 a 4.686.

Generalmente se puede hacer la simplificación de suponer que las concentraciones

en el equilibrio son aproximadamente iguales a las concentraciones iniciales.

Exacta

oa

o

[base]pH pK log

[ácido] Aproximada

eq

eq

a[HA]

][AlogpKpH

-

eq

eq

a[ácido]

[base]logpKpH

Ecuación de

Henderson-Hasselbalch

Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón

formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y

0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8·10–5.

El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada:

H2O (l)+ CH3–COOH (aq) CH3–COO– (aq) + H3O+ (aq)

C0 (M) 0,2 0,2 0

Ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

CH3–COO– ·H3O+ (0,2+x)·x

1,8 · 10–5 = ————————— = ———— ≈ xCH3–COOH (0,2 – x)

x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M

pH = – log H3O+ = 4,74

5oa

o

[base] 0,2pH pK log log (1,8·10 ) log

[ácido] 0,2

- - 4,74

Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior

al añadir a un 1 L de la misma: a) 0,01 mol de NaOH;

b) 0,01 mol de HCl?

a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización

parcial del ácido acético:

CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O

Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen:

[CH3COOH] = (0,2 – 0,01)/1 = 0,19

[CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 = 0,21 M

5oa

o

[base] 0,21pH pK log log (1,8·10 ) log

[ácido] 0,19

- - 4,79

Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior

al añadir a un 1 L de la misma: a) 0,01 mol de NaOH;

b) 0,01 mol de HCl?

b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O

+ reaccionarán con el

acetato:

CH3COO– + HCl CH3COOH + Cl–

Suponiendo que la adición del ácido apenas afecta al volumen:

[CH3COOH] = (0,2 + 0,01)/1 = 0,21

[CH3COO–] = (0,2 – 0,01)/1 = 0,19 M

5oa

o

[base] 0,19pH pK log log (1,8·10 ) log

[ácido] 0,21

- - 4,70

VALORACIONES ÁCIDO-BASE.9Valoración ácido-base: es una técnica de análisis que permite

determinar la concentración de una disolución a partir de su

reacción ácido-base (neutralización) con otra disolución de

concentración conocida.

Medimos el volumen de

la disolución de base (o

ácido) necesario para que

reaccione (neutralice)

todo el ácido (o base).

Cuando se logra la

neutralización completa:

punto de equivalencia.

Curva de valoración: Representación del pH en función del

volumen añadido.

Punto de

equivalencia

El cambio brusco en la concentración de iones H3O+ nos permite

determinar el punto de equivalencia.

El pH del punto de equivalencia no tiene porque ser de 7:

• Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) pH = 7

• Si valoro ácido débil con base fuerte pH > 7

• Si valoro base débil con ácido fuerte pH < 7

La determinación del punto de

equivalencia se realiza mediante

el uso de un indicador apropiado

(que cambie de color justo

cuando la reacción llega al punto

de equivalencia)

El intervalo de viraje del indicador debe coincidir con el salto de

pH que se produce cuando alcanzamos el punto de equivalencia.

La neutralización de un ácido (o base) con una base (o ácido) de

concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).

La reacción de neutralización puede escribirse:

b HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O

En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por

lo que la única reacción es:

H3O+ + OH– 2 H2O

n(ácido) · a = n(base) · b

Vácido · [ácido] · a = Vbase · [base] · b

P.ej., en la neutralización de HCl con Mg(OH)2:

2 HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2 H2O

VHCl · [HCl] = VMg(OH)2 · [Mg(OH)2] · 2