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Ácido-BaseÁcido-Basehttp://www.youtube.com/watch?v=U7ocLLF6Tto&feature=related
Video Motivacional Acidos y Bases
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CONTENIDOSCONTENIDOS• Teorías de ácido-base.
1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.2. Teoría de Brönsted-Lowry.3. Teoría de Lewis
• Ácidos.
• Bases.
• pH y Escala de pH.
• Cálculo de pH y pOH.
• Reacciones de neutralización. Disoluciones amortiguadoras.
• Enunciar las principales teorías de ácido base.
• Diferenciar compuestos ácidos de los básicos.
• Distinguir e interpretar la escala de pH.
• Conocer y determinar pH y pOH en función de una concentración dada.
• Comprender la reacciones de neutralización.
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OBJETIVOSOBJETIVOS
44
CaracterísticasCaracterísticasÁCIDOSÁCIDOS::
• Tienen sabor agrio.• Son corrosivos para la piel.• Enrojecen ciertos colorantes vegetales.• Disuelven sustancias Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman
soluciones conductoras de electricidad. Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en
solución. Ejemplo: HI H+ + I-
• Atacan a los metales desprendiendo H2.Ejemplo: Mg + 2HCl H2(g) + Mg+2 + 2Cl-
• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
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ÁcidosÁcidos
Ácido inorgánico
Ácido orgánico
HA
AxHKa
CaracterísticasCaracterísticas
BASESBASES::• Tiene sabor amargo.• Suaves al tacto (sensación jabonosa) pero corrosivos con
la piel.• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.• Precipitan sustancias disueltas por ácidos.• Disuelven grasas. Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual
que los ácidos, aunque los iones que forman son , obviamente, diferentes.
Ejemplo: NaOH Na+ + OH-
• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
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77
Algunos indicadores de pHAlgunos indicadores de pH
IndicadorColor forma
ácidaColor forma
básicaZona de viraje
(pH)
Violeta de metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
88
Definición de Definición de Svante Svante ArrheniusArrhenius
• Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”.– Hay sustancias (electrolitos) que en
disolución se disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO:ÁCIDO:
• Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.
• Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidrógeno al medio (H+).
Ejemplos: HCl H+ + Cl-
H2SO4 2 H+ + SO4-2
HNO3 H+ + NO3 -
99
BASE:BASE:
• Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.
Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidróxido al medio (OH-)
Ejemplos: LiOH Li+ + OH-
Al(OH)3 Al+3 + 3 OH-
Sn(OH)4 Sn+4 + 4 OH-
1010
1111
DisociaciónDisociación• ÁCIDOS:
• AH (en disolución acuosa) A– + H+
• Ejemplos: – HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
– H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
• BASES:
• BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
• Ejemplo: – NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
1212
NeutralizaciónNeutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
• H+ + OH– — H2O
• El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
• NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
1313
Teoría de Brönsted-Lowry.Teoría de Brönsted-Lowry.• ÁCIDOS:
• “Sustancia que en disolución cede H+”.
• BASES:
• “Sustancia que en disolución acepta H+”.
ÁcidoÁcido
Corresponde a aquella entidad que puede donar o ceder iones hidrógeno al medio en solución (no necesariamente agua).
Ejemplos: HBr H+ + Br-
NH4+ NH3 + H+
H3PO4 3 H+ + PO4-3
1414
BaseBase
Corresponde a aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio en solución.
Ejemplos: HS- + H+ H2S
HPO4-2 + H+ H2PO4 -
HCO3- + H+ H2CO3
1515
1616
Par Ácido/base conjugadoPar Ácido/base conjugado• Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+
– H+
Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted
Para esta teoría, se establece lo siguiente:
Ácido Base + ión Hidrógeno (H+)
Cada ácido podrá generar una base y cada base más ión hidrógeno establecerá un ácido.
A su vez, esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado.
1717
Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted
Acido Base Conjugada + H+
Ejemplo:
HF H+ + F-
El HF es ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico.
1818
Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted
Base + H+ Ácido Conjugado
Ejemplo:
CO3-2 + H+ HCO3 –
El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado
1919
2020
Ejemplo de par Ácido/base Ejemplo de par Ácido/base conjugadoconjugado
Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)• En este caso el H2O actúa como base y el HCl
al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)
Disociación de una base:• NH3 (g) + H2O (l) NH4
+ + OH–
• En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4
+ (ácido conjugado)
2121
Teoría deTeoría de Gilbert N. Lewis Gilbert N. Lewis
ÁCIDOS:ÁCIDOS:• “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:BASES:• “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
2222
Teoría de Lewis (Ejemplos)Teoría de Lewis (Ejemplos)
• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
• NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4
+).
2323
Teoría de Lewis (cont.)Teoría de Lewis (cont.)
• De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
• AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 • Cl H Cl H
| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H
2424
Equilibrio de ionización del agua.Equilibrio de ionización del agua.
• La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
• 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) • H3O+ · OH–
Kc = —————— H2O2
• Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
• conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”
[ ]× [ ] -w 3K H O OH
2525
Concepto de pH.Concepto de pH.
• El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2
• En el caso del agua pura:• ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M• Se denomina pH a:
• Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:
• pH = – log 10–7 = 7
3pH log [H O ]
Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad
pH = -log [ H+ ]
pOH = -log [ OH-]
pH + pOH = 14
2626
2727
Tipos de disolucionesTipos de disoluciones
• Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
• Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
• Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
• En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
• luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
2828
Gráfica de pH en sustancias Gráfica de pH en sustancias comunescomunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de limón Cerveza
LecheSangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad
2929
Región ácida Región neutra Región básica
[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]
Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad
3030
3131
Concepto de pOH.Concepto de pOH.
• A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
• pH + pOH = 14• para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
Cálculo de pH para ácidos Cálculo de pH para ácidos y bases débilesy bases débiles
pH = -log [ H+ ]
pOH = -log [ OH-]
pH + pOH = 14
3232
CKaH
C) Kb ( = OH -
Medida de acidezMedida de acidez
Una solución de HNO3 tiene una concentración 0,01 M. ¿Cuál es su pH?
Disociación: HNO3 → H+ + NO3-
Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M
pH = -log [H+]pH = -log 0,01pH = -log 10-2
pH = - (-2) log 10pH = 2 solución ácida
3333
Medida de alcalinidadMedida de alcalinidad
Una solución de NaOH tiene una concentración 0,1 M. ¿Cuál es su pH?
Disociación: NaOH → Na+ + OH-
Concentración: 0,1M 0,1M 0,1M
pOH = -log [OH-]pOH = -log 0,1pOH = -log 10-1
pOH = - (-1) log 10pOH = 1
pH = 13 solución básica3434
3535
Ejemplo:Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la 12,6. ¿Cual será la OHOH–– y el pOH a la y el pOH a la temperatura de 25ºC?temperatura de 25ºC?
• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13 M M
• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
• entonces:• KW 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M
• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,41,4• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
NeutralizaciónNeutralización
Corresponde a la reacción equivalente entre un ácido y una base.
Se genera en el proceso una sal y se libera agua.
El pH resultante es 7 (neutro).
3636
NeutralizaciónNeutralización
Para que ocurra la neutralización, deben reaccionar un mismo número de moles de ácido y de base.
C1xV1 = C2xV2
KOH + Hl = KI + H2O
3737
Base Ácido Sal
pH = 7
NeutralizaciónNeutralización
Se dispone de 100 mL de HNO3 0,4M para neutralizar 25 mL de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente la base?
C1 x V1 = C2 x V2
0,4M x V1 = 0,2M X 25mL
V1 = 5/0,4
V1 = 12,5 mL de ácido
3838
3939
Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes y débiles
• Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ()) Están totalmente disociados
– Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
• Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente
– Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–
4040
Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes y débiles
[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil
4141
Ejemplo:Ejemplo: Justifica porqué el ión HCOJustifica porqué el ión HCO33– –
actúa como ácido frente al NaOH y como actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.base frente al HCl.
• El NaOH proporciona OH– a la disolución:• NaOH (ac) Na+ + OH–
• por lo que HCO3– + OH– CO3
2– + H2O• es decir, el ión HCO3
– actúa como ácido.
• El HCl proporciona H+ a la disolución:• HCl (ac) H+ + Cl–
• por lo que HCO3– + H+ H2CO3
(CO2 + H2O)• es decir, el ión HCOel ión HCO33
– – actúa como baseactúa como base.
4242
Fuerza de ácidos.Fuerza de ácidos.
• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
• HA + H2O → A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA
3
2
[ ] [ ][ ]
[ ]C a
A H OK H O K
HA
constante de disociación
(K acidez)
4343
Fuerza de ácidos (cont.).Fuerza de ácidos (cont.).
• Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
• Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado en su totalidad.
• Si Ka < 1 El ácido es débildébil y estará sólo parcialmente disociado.
• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
4444
Ácidos polipróticosÁcidos polipróticos• Son aquellos que pueden ceder más de un H+.
Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.• Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: • H2CO3
+ H2O HCO3– + H3O+
• HCO3– + H2O CO3
2– + H3O+ • HCO3
– · H3O+ CO32– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3
–
• Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
• La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
4545
Fuerza de bases.Fuerza de bases.
• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:
• B + H2O BH+ + OH–
• BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B
2
[ ] [ ][ ]
[ ]C b
BH OHK H O K
B (K basicidad)
4646
Fuerza de ácidos y bases (pK)Fuerza de ácidos y bases (pK)
• Al igual que el pH se denomina pK a:
• pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
• Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb
menor es la fuerza del ácido o de la base.
4747
Ejemplo:Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NHdisolución 0,2 M de NH33 sabiendo que K sabiendo que Kbb
(25ºC) = 1,8 · 10(25ºC) = 1,8 · 10–5–5 M M
• Equilibrio: NH3 + H2O NH4+
+ OH–
• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
• NH4+ x OH– x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x
• De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72
• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28
4848
Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb
conjugadaconjugada• Equilibrio de disociación de un ácido:• HA + H2O A– + H3O+ • Reacción de la base conjugada con el agua:• A– + H2O HA + OH– • A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = —————— HA A–
• A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–
4949
Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb
conjugada (cont.).conjugada (cont.).• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)
significa que:
• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.
• Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
• A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).
5050
Relación entre la constanteRelación entre la constante y el grado de disociación “ y el 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:
b
cK
2
1
23
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )a
A H O c c cK
HA c
aK
c bK
c
5151
Hidrólisis de salesHidrólisis de sales
• 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–
5252
Tipos de hidrólisis.Tipos de hidrólisis.• Según procedan el catión y el anión de un ácido o una
base fuerte o débil, las sales se clasifican en:• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
– Ejemplo: NaCl• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
– Ejemplo: NaCN• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
– Ejemplo: NH4Cl
• Sales procedentes de ácido débil y base débil. – Ejemplo: NH4CN
5353
Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.fuerte y base fuerte.
• Ejemplo: NaClEjemplo: NaCl
• NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el NaNa++ que es un ácido muy débil como el ClCl–– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:
• Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
• Cl– + H2O HCl + OH–
• están muy desplazado hacia la izquierda.
5454
Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.débil y base fuerte.
• Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33–COO–COO––
• SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
• CH3–COO– + H2O → CH3–COOH + OH–
• lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
5555
Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.fuerte y base débil.• Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl
• SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NHNH44
+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:
• NH4+ + H2O → NH3
+ H3O+
• lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
5656
Sales procedentes de ácido débil Sales procedentes de ácido débil y base débil.y base débil.
• Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN
• En este caso tanto el catión NHNH44++
como el anión CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.
• Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4
+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4
+)
5757
Disoluciones amortiguadoras Disoluciones amortiguadoras (tampón) (tampón)
• Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:
• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:– Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
• Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:– Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
5858
Variación del pH al añadir pequeñas Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HClcantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana
5959
Valoraciones ácido-baseValoraciones ácido-base• Valorar es medir la
concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.