unidad4 bloque viii_acido_base_presentacion
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IES EUSEBIO BARRETO LORENZO Curso 2014/15
BLOQUE VIIIUnidad 4
Reacciones de transferencia de
protones(Ácido-Base)
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Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases2.- Evolución histórica del concepto de
ácido y base.2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3.- Fuerza de ácidos y bases.4.- Ácidos y bases débiles. Constantes de
ionización5.- Equilibrio de ionización del agua. 6.- Concepto de pH.
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Contenidos (2)7.- Disoluciones amortiguadoras.
8.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
9.- Indicadores de ácido-base.
10.-Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
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Características
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.
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Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”.* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa se disocia dando H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa
se disocia dando OH–.
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Disociación 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–
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Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una
base con 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–)
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Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS: “Sustancia que cede H+”. BASES: “Sustancia que acepta H+”.
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Par 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+
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Ejemplo de par Ácido/base conjugado
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)
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Electrolitos fuertes y débiles
Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+ NaOH (ac) Na+ + OH–
Electrolitos débiles: (↔)Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac) ↔ CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–
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Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH– ↔ CO32– + 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 HCO3– actúa como base.
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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)
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Fuerza de ácidos (cont.).
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará ionizado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente ionizado.
Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
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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)
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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 agua”[ ]× [ ] -
w 3K H O OH
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Relación entre Ka y Kb conjugada
Equilibrio de ionización 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–
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Relación entre Ka y Kb 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).
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Concepto de pH.
El valor del producto iónico del agua es: Kw (25ºC) = 10–14
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 ]
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Tipos 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
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Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
BÁSICO
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Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
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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 M = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: Kw 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M
pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
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Ácidos 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 ↔ CO32– + 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.
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Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 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 = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
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Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN– + H2O ↔ HCN + OH– Kw 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M
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Relación entre la constante y el grado de disociación “”
En la ionización 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
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Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30 CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5 M = —— = ————— = 0,019
c 0,05 M [H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
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Disoluciones amortiguadoras (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.
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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana
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Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M
De donde se deduce que: x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,74
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Hidrólisis 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–
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34
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
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35
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que
tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– 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.
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36
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO– SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA
ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–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).
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37
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
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38
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el
anión CN– 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+)
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39Indicadores de pH
(ácido- base) Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O ↔ In– + H3O+
forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
In– · H3O+ HIn Ka = —————— H3O+ = Ka · ———
HIn In– pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1
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Algunos indicadores de pH
Indicador Color forma ácida
Color forma básica
Zona 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
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41
Valoraciones 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.
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Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12 10 8642
pH