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Tema 6

Reacciones de transferencia de protones

Ácidos y bases

“Probablemente no haya otro tipo de equilibriotan importante con el de ácidos y bases”

B. M. Mahan y R. J. Myers

Química. Curso Universitario (4ª ed.).

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CONTENIDO

6.1 Definiciones de ácidos y bases.

6. 2 Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización, Ka y Kb

6.3 Producto iónico del agua

6.4 Relación entre Ka y Kb

6.5 Concepto de pH

6.6 Estudio cualitativo de la hidrólisis

6.7 Neutralización

6.8 Estequiometría y pH del punto de equivalencia

6.9 Volumetrías de neutralización

6.10 Indicadores ácido-base

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.6.16.1.1.- Definición operacional

En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los ácidos y las bases a partir de algunas de sus propiedades.

Los ácidos se caracterizan por que:

Las bases se caracterizan por que:

Tienen sabor ácido. Tienen sabor álcali como la lejía.

Enrojecen el papel de tornasol. Ponen azul el papel de tornasol enrojecido por los ácidos.

Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases.

Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos.

Algunos ácidos reaccionan con los metales disolviéndolos.

- En disolución acuosa presentan un tacto jabonoso.

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DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.6.16. 1.2.- Arrhenius (1883)

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)

Svante Arrhenius(1859-1927)

[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903Tercer premio Nobelde Química

Limitaciones:* Sustancias con propiedades básicas que no contienen

iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido, CO32-)

* Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

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6.1.3.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

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

ácido base baseácido

Transferenciaprotónica

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

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Pág. 185: Ejemplo 1, actividades 1, 2, 3

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN, Ka y Kb6.2

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

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

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka

Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, HI, H2SO4)

se encuentra totalmente disociado(Ka >> 1, Ka )

Análogamente con las bases:

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

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb

Caso extremo: base fuerte (p.ej. Hidróxidos de metales alcalinos

y alcalino térreos: NaOH, KOH, ...)

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

Pág. 188: actividades 4-6Pág. 210: actividades 1-4, 6Pág. 190: ejemplos 2 y 3

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PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA:6.3Equilibrio de autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

A 25ºC, Ka = 1,8·10-16

Producto iónico del agua

Agua pura: [H3O+] = [OH-]= 10-7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH-]A 25ºC [H3O+] = 10-7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH-]A 25ºC [H3O+] > 10-7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH-]A 25ºC [H3O+] < 10-7

Producto iónico del agua = Kw = [H3O+][OH-]

Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14

Pág. 192: ejemplos 4 y actividades 7 y 8

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En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

Kw = Ka Kb

6.4 RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb

La base conjugada, A- , en presencia de agua capta un protón según el equilibrio:

A- (aq) + H2O (l) AH (aq) + OH- (aq)

Si multiplicamos numerador y denominador por H3O+:

= fi

Kw = Ka Kb

Pág. 194: ejemplo 5 , pág. 210: actividad 17

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CONCEPTO DE pH:6.5

pOH = log [OH-]

Se define pH como el logaritmo cambiado de signo de laconcentración de iones hidronio.

pH = log [H3O+]

Se define pOH como el logaritmo cambiado de signo de laconcentración de iones hidroxilo.

CONCEPTO DE pH (continuación):6.5Equilibrio de autoionización del aguaH2O (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 aguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

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Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

A 25ºC[H3O+] = [OH-]

pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDAA 25ºC

[H3O+] > [OH-]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICAA 25ºC

[H3O+] < [OH-]pH > 7

pH

7ácida básica

Pág. 195-196: ejemplos 6-10Pág. 194: actividades 9 y 10 pág 210 actividades: 9-16, 18, 25-27

ESTUDIO CUALITATIVO DE LA HIDRÓLISIS.6.6

Comportamiento ácido–base de las sales

Neutras

Ácidas

Básicas

¿Cómo determinarlo de forma cualitativa?

1. Disociar la sal en sus iones2. Identificar su procedencia3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

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6.6.1. 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

6.6.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

[p.ej.: NH4Cl]

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza

Disolución ácidaNH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H3O+ (aq)

aumenta [H3O+] y el pH será ácido (pH < 7)

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6.6.3. 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 básica

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

se liberan OH- en la disolución

6.6.4. 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

La hidrólisis del catión y del anión da lugar a efectoscontrapuestos sobre el equilibrio iónico del agua; en una seliberan H3O+ y en la otra OH- . El pH final dependerá de quéhidrólisis sea más intensa y para establecerlo se necesita unanálisis cuantitativo, que está fuera del nivel de este curso.

pág 200: actividades: 14-17

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NEUTRALIZACIÓN6.7• 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 catiónque se disoció de la base quedan en disolucióninalterados (sal disociada):

HCl (aq) + NaOH (aq) — NaCl (aq) (Na+ + Cl–) + H2O

Ácido + base — sal + H2O

ESTEQUIOMETRÍA Y pH DE EQUIVALENCIA6.8

Dependiendo de las cantidades relativas de ácido y de base que intervengan en la reacción se pueden plantear varias situaciones.

Cantidades de neutralizaciónSituación final pH

Ácido Base

Exceso Defecto Disolución ácida < 7

Defecto Exceso Disolución básica > 7

Cantidades estequiométricasPunto de equivalencia

Depende

Pág. 202-4: ejemplos 12-14; Pág. 204: actividades 18-21; pág 211 actividades: 21-23 y 28

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VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN6.9¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido

o de una base en una disolución?

Método más empleado: valoración ácido-base

Una disolución que contiene una concentración conocida debase (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido(o de base) de concentración desconocida.

Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido)necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base).

Cuando se logra la neutralización completa:

Punto de equivalencia

NO SIGNIFICA QUE EL pH = 7

¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?

• 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

¿Cómo calcular el pH de ese punto?

Con el tratamiento exacto visto en el apartado anterior.Con las curvas de valoración

¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad derepresentar la curva de valoración entera?

Mediante un indicador apropiado

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¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia?

Curva de valoración: Representación del pH en función delvolumen añadido.

Gráfica de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte. Al acercarnos a Pequi se produce una disminución brusca del pH.

Gráfica de valoración de una ácido débil, CH3COOH con una base fuerte, NaOH.

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INDICADORES6.10Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/baseconjugadas 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-.

¿Qué color veré?

• 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

El cociente depende de la Ka y del pH:

• Si [HInd]/[Ind-] 10 10 KInd pH pKInd –1Color A (predomina forma ácida)

• Si [HInd]/[Ind-] 0.1 0.1 KInd pH pKInd +1Color B (predomina forma básica)

• Si 0.1 [HInd]/[Ind-]pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B

Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

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Intervalos de viraje de indicadores

Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el saltode pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.

p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

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Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

Pág. 203: ejemplo 15; actividades: 24