ACIDOS Y BASES

ELECTROLITOS Y pH

Objetivos:

Conocer el concepto y la clasificación de los

Electrolitos

Comprender el concepto de Ácidos y Bases

Interpretar: - Equilibrio de una reacción reversible

Producto iónico del Agua

Conocer el concepto de pH

 

Contenidos:

Electrolitos: Fuertes y Débiles

Ácidos y Bases

Producto iónico del Agua

Cálculo de pH: Ácidos y Bases Fuertes

Ácidos y Bases Débiles

Cálculo de H+ y OH -

Ejercicios de aplicación

Equilibrio Acido-Base Acido: Deriva del Latín y significa agrio.•Sabor agrio

•Capacidad para corroer metales, desprendimiento de hidrógeno.

•Pérdida de todas estas propiedades al ponerse en contacto con una base.

Álcali (Base):Deriva de la palabra árabe empleada para designar cenizas, al quemar ciertas plantas.

•Sabor amargo•Colorean de color azul el papel de tornasol•Son jabonosas al tacto•Reaccionan con ácidos perdiendo sus características iniciales transformándose en sales.

Sal: En general, es el producto de la reacción de neutralización de un ácido con una base.

Los ácidos, las bases y las sales: se caracterizan porque en solución acuosa, conducen la corriente eléctrica. Por esta razón se les denomina electrolitos.

Teorías Acido-Base.

Según Arrhenius: Un ácido es una sustancia que libera uno o mas iones hidrógeno (H+)por cada molécula, como uno de los productos de su disociación iónica, en contacto con el agua.

HXA (ac) x H+ + A-X

Disociación: en química es un proceso general en el cual, complejos, moléculas o sales se separan en moléculas mas pequeñas, iones, o radicales, usualmente de manera reversible.

Una base: es una sustancia que libera uno o mas iones hidroxilo (OH) por cada molécula, como uno de los productos de su disociación iónica, en contacto con el agua.

B OH(ac) B+(ac) + OH-

(ac)

• Originalmente estos conceptos se limitan solamente a soluciones acuosas, porque están basados en la liberación de iones H+ y OH- provenientes del agua.

• Una definición amplia debería poder ser aplicable a otros solventes, tales como el alcohol, amoniaco etc.

• Otra limitación de este concepto está dada por el hecho de que hay otras sustancias que presentan carácter básico, aunque no posean iones OH- en su fórmula original. Ej. NH3

Teorías Acido-Base.

• De acuerdo a esta teoría, son ácidos el agua y el ión NH4

+(protonio), pues ambos pueden perder o ceder protones (el primero frente al NH3 y el segundo frente al ión OH-) y el aceptar protones, se clasifican como bases el NH3 y el OH-.

Teorías Acido-Base.

Según Bronsted-Lowry: Un ácido: Se define como cualquier especie que

tiene tendencia a ceder un protón a otra especie. Una Base: Se define como una sustancia que

tiende a aceptar un protón de otra sustancia.

Según estas definiciones, estos conceptos no solo se pueden aplicar a los ácidos o bases de Arrhenius, sino además a otras especies, como por ejemplo el agua, amoniaco (NH3)etc.

EJ. NH3(ac) + H2O NH4+

(ac) + OH-(ac)

Teoría de Lewis: Es la mas general, ayuda a comprender las interacciones acido-base.

Un ácido: Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un nuevo enlace. Una Base: Es una sustancia que puede entregar un par de electrones para formar un nuevo enlace.

Que es una especie anfótero? Un anfótero es una sustancia que presenta carácter dual en solución, o sea , puede actuar como ácido y como base.Existen dos anfóteros muy populares, el agua y el amoniaco.

• El agua: reacción de acuerdo a:• 2H2O H3O+ + OH-

• H2O H+ + OH-

• El amoniaco:Acido: NH3 + H2O NH2

- + H3O+ KaBase : NH3 + H2O NH4

+ + OH- Kb Donde Kb >Ka

AUTOIONIZACION DEL AGUA

• El agua es un electrolito débil. Esto significa que conduce la corriente eléctrica, pero en una fracción pequeñísima.

• Las moléculas de agua: al disociarse dan origen a iones hidronio y a iones hidroxilo. Este equilibrio se representa de la sgte forma:

• 2H2O H3O+ + OH-

• H2O H+ + OH-

• La expresión para la constante de equilibrio (Kc) será.

OH

OHH

C

CCKc

2

.

Recordemos que la Molaridad del agua: es la cantidad de ella expresada en moles, que hay en un .litro de solución.1 lt de agua pura que tiene una masa aproximada de 1000 grs y la masa molar del agua es 18 grs/mol, por lo que su molaridad es 55,56mol/lt, según el siguiente cálculo.

• M=mol/lt

ltmolgrsgrs

M1

/181000

lt

molM 56.55

Esta sería la molaridad del agua siempre que no disociara.

Sin embargo, a 25ºC, el grado de disociación del agua es 1,8x10-9 y por lo tanto el número de moles que disocian por litro es 1,0x10-7, este valor se obtiene al multiplicar 1,8x10-9 .55.56.

La cantidad de agua disociada es muy pequeña si se compara con la concentración total del agua, por lo que podemos suponer sin mayor error que a pesar de la disociación, la molaridad del agua permanece constante.

Esto nos permite modificar la expresión de la constante de equilibrio de la siguiente manera:

Kc .CH2O =CH .COH

Producto iónico del agua

como el producto de la constante Kc con la concentración del agua es constante, el producto de ambos se puede representar con una nueva constante KwPor lo tantoKw = CH .COH

• Para el estudio del equilibrio iónico en solución acuosa a 25ºC y para los efectos de cálculo se considerará como único valor de Kw el de 1,0x10-14

• En el agua pura, se cumple que:

• CH =COH

• Kw= CH .COH=1,0X10-14

• Kw= CH2 =C0H

2= 1,0X10-14

• De donde: CH=COH=1,0X10-7

por lo tanto podemos decir que la cte. Ke de

equilibrio: 

Ke = k1 = OH– · H+

k2 H2O

Ke · H2O = OH– · H+ (1) Kw = OH– · H+ Kw = Producto iónico del H2O

Los corchetes indican las concentraciones en moles /l.

pH. Definición:

Para evitar el uso de exponentes negativos, Sorensen introdujo una escala conveniente (escala de pH) para expresar las concentraciones de iones hidrógeno.

En base a ésta, definimos el pH de una solución como el logaritmo de la inversa de la concentración de iones Hidrógeno.

H+ = 10-pH aplicando logaritmos

log H+ = -pH · log 10 = -pH

multiplicando por –1 - log H+ = pH

del mismo modo:

pH = log 1/H+

Así, por ejemplo, en el caso del agua pura, vimos anteriormente que:

H+ =10-7 M

pH = - log H+

pH = - log 10-7

pH = -(-7 · log 10) = 7

Si consideramos los conceptos vistos anteriormente:

Kw = OH– · H+ aplicando logaritmos

log Kw = log OH– + log H+ multiplicando por -1

-log Kw = -log OH– +(- log H+)

Si - log H+ = pH,

- log OH- será igual a pOH y -log Kw será igual a

pKw

pKw = pH + pOH

Si Kw = 10-14

pKw = -log Kw = -log 10-14

pKw = 14

14 = pH + pOH

Resultado válido para soluciones diluídas

Basándonos en esta relación, conociendo el pH, podremos calcular el pOH de una solución.

Así si el pH es por ej de 2, su pOH será:

14 = pH + pOH 14 = 2 + pOH

14-2 = pOH

12= pOH

De esta relación, también surge la llamada escala de pH:

ÁCIDOS, BASES Y EL pH

Conductores:

Conductores de primer grado: son los conductores metálicos, en cuyo interior hay cargas libres que se mueven por la fuerza ejercida sobre ellas por un campo eléctrico. Las cargas libres son electrones libres. No existe transporte de masa.

Conductores de segundo grado: son los electrolitos, cuyas cargas libres son iones () o (-), constituidos por soluciones de distinta concentración de ácidos, hidróxidos, sales. Las cargas libres de ambos signos se mueven en el sentido contrario.

Forma de conducción de la corriente en un

Conductor de Segundo Grado

SO4Cu SO4-- + Cu ++

Los iones son átomos o grupos de átomos, que han perdido o ganado electrones, adquiriendo cargas positivas ó negativas

Los electrolitos se clasifican de acuerdo al

grado de disociación.

Así tendremos, electrolitos fuertes, que son

aquellos que colocados en una solución se

disocian completamente y electrolitos débiles,

los que se disocian parcialmente.

Electrolitos fuertes:

1. Acidos : HNO3, HClO4, H2SO4 , HCl, HBr, HI.

2. Los hidróxidos alcalinos y alcalinos térreos, así como algunos hidróxidos de metales pesados. NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.

3. La mayoría de las sales: Na Cl, K Cl, Na ClO4,

etc. (excepto: haluros, cianuros y tiocianatos de Hg, Cd, Zn , etc)

Electrolitos débiles:

1. Ácidos inorgánicos: H2CO3, H3 PO4, H2SO3,

etc.

2. La mayoría de los ácidos orgánicos:). CH3COOH (ác. acético), ácido fórmico, láctico,

propiónico y otros (excepto ác. sulfónico

3. NH3, Anilina, Difenil-amina y la mayoría de

bases orgánicas.

4. El agua es un electrolito débil. Adquiere importancia considerable, por la frecuencia con que sus productos, influyen en las reacciones químicas que ocurren en solución acuosa.

Ácidos y bases:

Las palabras ácido y base han sido usadas con distintos significados a través del tiempo lo cual ha originado cierta confusión.

Ácido: Sustancia que al disociarse origina protones [H+].

Ej: ClH Cl + H

CH3 COOH ⇋ CH3 COO + H

Hidróxido: sustancia que al disociarse origina oxhidrilos [OH ]

Na [OH] Na + OH

 Base: sustancia que acepta iones [H+ ] de otra.

Ley de acción de las masas de Guldberg y Waage:“La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las sustancias reaccionantes, cada una elevada a una potencia igual al número de moléculas que aparecen en la ecuación equilibrada”

En base a esta ley, diremos que cuando reaccionan dos compuestos A y B:

aA + bB ⇋ cC + dD

donde: a, b, c y d son los coeficientes que indican el número de moles o moléculas de cada compuesto.

La velocidad con la cual A y B reaccionan es proporcional a sus concentraciones o sea:

v1 = k1 · Aa · Bb velocidad directa

v2 = k2 · C c · Dd velocidad indirecta

k1 y k2 = constantes de velocidad de reacción directa e

inversa respectivamente. Cuando se alcanza el equilibrio, las velocidades de ambas reacciones, la directa y la inversa son iguales: v1 = v2

De donde: k1 · Aa · Bb = k2 · C c · Dd

  Ke = k1 / k2 = C c · Dd / Aa · Bb

  Ke = cte. de equilibrio, varía con la temperatura y la

presión.

EJEMPLO: 

En un recipiente cerrado de 1 de capacidad hay una mezcla de H2 y CO2.

Al llegar al equilibrio, la concentración de la sustancia es:

CO2 = 0,07 moles/ litro

H2O = 0,95 " "

CO = 0,95 " "

H2 = 8,05 " "

Hallar la cte Ke de equilibrio.

Reacción:

CO2 + H2 ⇋ CO +H2O

 

Ke= CO · H2O = 0,95 · 0,95 = 1,60

CO2 · H2 0,07 · 8,05

Existen algunos ácidos conocidos como polipróticos, tales como el ácido carbónico que tiene dos protones que se pueden separar de la molécula; otros como el ácido fosfórico ó el cítrico, pueden perder tres protones.

Estos protones se separan de a uno de la molécula, de modo que hay una serie de etapas de disociación.

Las tres etapas de disociación del ácido fosfórico son:

Primera etapa: PO4H3 + H2O ⇋ H3O+ + PO4H2

–

Segunda etapa: PO4H2– + H2O ⇋ H3O

+ + PO4 H--

Tercera etapa: PO4 H–2 + H2O ⇋ H3O

+ + PO4-3

 Las constantes de disociación, para las tres etapas a 25ºC son:

K1 = PO4H2– · H+ / PO4H3 = 7,52 ·10–3

K2 = PO4H–2 · H+ / PO4H2

– = 6,23 · 10–8

K3 = PO4–3 · H+ / PO4H

–2 = 4,8 · 10–13

Disociación del agua:

El agua es un electrolito débil, poco disociado. Cuando ocurre esta disociación, existirán tanto iones hidrógenos como iones hidroxilos.

 

H2O ⇋ OH– + H+

En realidad no existe el H+ libre, sino que existe como H3O

+ (ion hidronio)

2H2O ⇋ H3O+ + OH–

Cálculo del pH de ácidos y bases fuertes:

Acidos fuertes: HCl - HI - HB - HNO3 - etc  

Ej: Hallar el pH de HCl, cuya concentración es 0,001M = 10–3 M

pH = - log 10-3 = - (-3 log10) = 3

Bases fuertes: Na OH - KOH - LiOH -Ca(OH)2 - Ba (OH)2 -

Ej.: Hallar el pH de una solución de KOH de concentración 0,0001M = 10-4M

pOH = - log OH– = - log 10-4 = - ( – 4 log 10 ) = 4

pOH = 4

 pH= 14 - pOH =14 - 4 = 10

pH = 10

Cálculo del pH de ácidos y bases débiles:

 Ácidos Débiles:

Por ej: Hallar el pH de una solución de ácido acético, CH3COOH, 0,001M siendo Ka = 1,8 · 10-5

CH3COOH ⇋ CH3COO- + H+

Ka = [CH3COO-] [H+]

[CH3COOH]Vemos que en la reacción, se forman tantos iones acetato (CH3COO-) como iones Hidrógeno (H+), sus

concentraciones molares serán numéricamente iguales: [CH3COO-]= [H+]

Ka = [H+]2

[CH3COOH]

Si llamamos Ca a la concentración molar del

ácido, la concentración de moléculas no disociadas [CH3COOH] será igual a Ca - [H

+]  

Ka = [H+]2

Ca - [H+]

Podemos despreciar [H+] en el denominador por ser un valor muy pequeño

Ka = [H+]2

Ca

H + = Ka · Ca = H+2 de donde:

  H + = aa CK ·

Aplicando esta fórmula en el ejercicio enunciado, decimos que:

H + =

H + =

 

35 10·10·8,1

810·8,1

H + = 1,34 x 10-4 M

 Teniendo la H+, podremos calcular el pH:

 pH = - (log 1,34 · 10-4) = - (log 1,34 - 4) = - 0,127 + 4 = 3,873

Otra forma de obtener la H+ para electrolitos débiles es:

H+ = α . Ca

Bases débiles:

 Para las bases débiles, se procede del mismo modo:

OH– = bb CK · Kb = cte. de disociación

de la base

Cb = conc. de la base

Ej.: Cuál es el pH de NH4OH cuya concentración es

0,003 M, sabiendo que Kb = 1,85 x 10-5

OH– = 4835 10·36,210·5,5510·3·10·85,1· bb CK M

pOH= - (log 2,36 · 10-4 ) = - (log 2,36 - 4 ) = 3,62

 pH = 14 - pOH

pH = 14 - 3,62 = 10,38

Cálculo de H+:

Ej.: Si el pH de una solución es 4, ¿cuál es la H+?

 Si pH = - log H + = 4

H + = antilog -pH = 104 M