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Ácido-Base
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CaracterísticasÁCIDOS:
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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ácidos y bases de uso casero ácido acético vinagre
ácido acetil salicílico aspirina
ácido ascórbico vitamina C ácido cítrico zumo de
cítricos ácido clorhídrico sal
fumante para limpieza, jugos gástricos
ácido sulfúrico baterías
amoníaco (base) limpiadores caseros
hidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido)
Bicarbonato de sodio Hidróxido de sodio
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H+
OH-
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Conceptos de ácidos y bases Los conceptos de ácido y de base han sido definidos y
ampliados a lo largo del tiempo. Vamos a señalar algunas de las definiciones dadas: 1689, Robert Boyle observa algunas de las propiedades
de ácidos y bases: los ácidos disuelven muchas sustancias cambian de color algunos tintes pierden sus propiedades al mezclarse con los álcalis
1814, Gay-Lussac concluye que los ácidos neutralizan a las bases.
1884, August Arrhenius, químico y físico sueco, propone la teoría de la disociación electrolítica. Esta teoría
permite formular la teoría de las relaciones ácido-base. Considerando la disolución en agua.
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TEORÍA DE ARRHENIUS
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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
disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.
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Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa) A– + H+
Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) H+ + Cl–
H2SO4 (en disolución acuosa) 2 H+ + SO42–
BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
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Arrhenius propuso que:
Los protones o hidrogeniones H+ no existen realmente aislados en disolución acuosa, ya que se encuentran unidos a una molécula de agua dando el ión H3O+ (hidronio u oxonio), que a su vez está rodeados por moléculas de agua, fenómeno conocido como hidratación.
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NeutralizaciónSe 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–)
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En 1923, de forma independiente, el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Lowry mejoran la teoría de Arrhenius,
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Teoría de Brönsted-Lowry
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Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.
H+
Ácidos Bases
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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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+-
H2O + H2O H3O+ + OH-
+ -++
Ión hidronio
Ión hidroxilo
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Ejemplo de par Ácido/base conjugadoDisociación 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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Una misma sustancia puede actuar como ácido y como base, por ejemplo el H2O.
El agua juega el papel de base en las disoluciones acuosas de ácidos.
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)
En las disoluciones acuosas de bases, la base es la que acepta un protón, el agua actúa como ácido cediendo un protón.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
(base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada)
La reacción de transferencia de un protón de un ácido a una base se conoce como protólisis.
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1923, G. N. Lewis químico norteamericano, amplia el concepto de ácido y base a reacciones en las que no hay transferencia de protones.Introduciendo con esto el concepto: mecanismos de reacción en química orgánica.
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Teoría de Lewis ()ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
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.
– Acido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Es lo que hemos llamado electrófilo.– Base es una sustancia que puede donar, o compartir, un par de electrones. Es lo que hemos llamado nucleófilo.
BF3 + F- ( BF4 )-
(ácido) (base)
Ag+ + 2 CN- [Ag (CN)2 ]-
(ácido) (base)
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El ácido debe tener su octeto incompleto, y la base debe tener un par de electrones sin compartir.
La unión del ácido y la base corresponde a la formación de un enlace coordinado o dativo. Muchas reacciones orgánicas se explican por este comportamiento ácido (electrófilo) o básico (nucleófilo).
En disolución acuosa o en disolventes hidrogenados como el amoniaco líquido, o los alcoholes, no es necesario recurrir a esta teoría, y se emplea la teoría de Brönsted y Lowry.
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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
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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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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 MSe denomina pH a:
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 M2
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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
LecheSangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
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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 M2
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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Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico tiene unadensidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
a) ms ms% = —— x 100 = ——— x 100
mdn Vdn x d
ms % x d 20 x 1,2 gconc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L
Vdn 100 10–3 L x 100
ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L
b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,35
Problema de Selectividad (Marzo 97)
Problema de Selectividad (Marzo 97)
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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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Electrolitos fuertes y débiles
[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil
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40
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– 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 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 disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 El ácido es débil 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
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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 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.
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Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4
–, HPO42– y PO4
3– en una disolución de H3PO4 0,08M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 0 0c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
x = 0,021
232 4 3
13 4
[ ] [ ]7,5 10
[ ] 0,08a
H PO H O xK M
H PO x
2 4 3[ ] [ ] 0,021H PO H O M
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Equilibrio 2: H2PO4– + H2O HPO4
2– + H3O+ c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y
y = 6,2 x 10–8 M
Equilibrio 3: HPO42– + H2O PO4
3– + H3O+
c. in.(mol/l): 6,2 x 10–8 0 0,021c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z z 0,021 + z
z = 6,5 x 10–19 M
284 3
22 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,0216,2 10
0,021 0,021[ ]a
HPO H O y y yK M
yH PO
2 84[ ] 6,2 10HPO M
133 4 3
2 2 8 84
[ ] [ ] (0,021 ) 0,0212,2 10
[ ] 6,2 10 6,2 10a
H PO H O z z zK M
HPO z
3 194[ ] 6,5 10PO M
![Page 46: ppt ácido-base](https://reader031.fdocument.pub/reader031/viewer/2022012307/55b48bc5bb61eb614e8b47f0/html5/thumbnails/46.jpg)
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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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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.
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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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Relación entre Ka y Kb conjugada 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–
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50
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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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 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
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Ejemplo: Una disolución de HBO2 10-2 M tiene un de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su
base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (Ka). c) Cal-cule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá?
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4 lo que significa que está disociado en un 0,025 %
luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2
–, será pues, relativamente fuerte.
b) Ka = c x 2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10
c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5
d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M
Problema de Selectividad (Marzo 98)
Problema de Selectividad (Marzo 98)
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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
Problema Selectividad
(Junio 98)
Problema Selectividad
(Junio 98)
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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
b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10-4 mol.
Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:
V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros
Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml
Problema Selectividad
(Junio 98)
Problema Selectividad
(Junio 98)
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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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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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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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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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60
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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61
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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Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, 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–
HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M
1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M
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Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
CN– + H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0 Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01 0,01
HCN x OH– (0,01 )2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– 0,01(1–) M
Despreciando frente a 1, se obtiene que = 0,05 KW 10–14 M2
H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
OH– 0,01 M x 0,05 pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
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Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya queCH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3
– ni el catión Na+ reaccionan con agua por
proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
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Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya queNH4
+ + H2O NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no
reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
Problema de Selectividad
(Septiembre 98)
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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.
![Page 67: ppt ácido-base](https://reader031.fdocument.pub/reader031/viewer/2022012307/55b48bc5bb61eb614e8b47f0/html5/thumbnails/67.jpg)
67
Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana
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68
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 M.
El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa CH3–COO– + Na+
El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,2 0,2 0
ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
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69
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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Indicadores 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
![Page 71: ppt ácido-base](https://reader031.fdocument.pub/reader031/viewer/2022012307/55b48bc5bb61eb614e8b47f0/html5/thumbnails/71.jpg)
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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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74
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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75
Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12 10 8642
pH
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76
Valoraciones ácido-base. La neutralización de un ácido/base con una
base/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) x a = n(base) x b
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77
Valoraciones ácido-base Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.
Simulación
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78
Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2 De donde: 25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2
[H2SO4] = 0,75 M Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase) 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Nácido = 1,5 N Mácido= Nácido/2 = 0,75 M
Vídeo
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79
Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3
————— = —————— n(H2SO4) 50 mmoles
n(H2SO4) = 75 mmol n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) 100 ml
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80
Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?
a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M 10,1 ml
b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V =
= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g msoluto 60 g
% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % mdisolución 1060 g
Problema de Selectividad
(Septiembre 97)
Problema de Selectividad
(Septiembre 97)