2. Unidad 6: Reacciones ácido-base
1. Ácidos y bases 3. Autodisociación del agua
2. Fortaleza de ácidos y bases 4. Sales
1.1. Teoría de Arrhenius
1.2. Teoría de Brønsted-Lowry
1.3. Ácidos y bases de Lewis
1.4. Estructura molecular y carácter ácido
2.1. Ácidos y bases fuertes
2.2. Ácidos y bases débiles
2.3. Constantes de acidez y basicidad
3.1. Producto iónico del agua
3.2. pH y pOH
3.3. Escala de pH
4.4. Indicadores
4.1. Hidrólisis de sales
4.2. Disoluciones amortiguadoras
2.4. Ácidos polipróticos
5. Volumetrías ácido-base
5.1. Determinación del punto de equivalencia
5.2. Curvas de valoración
6. Ácidos y bases relevantes
6.1. Problemas medioambientales
UD 6: Reacciones ácido-base
3. En contexto Importancia de las reacciones ácido-base
Baterías de los automóviles
Desatascadores de cañerías
Cocina y conservación
Reacciones bioquímicas
Fabricación de fertilizantes
Elaboración de detergentes y jabones
Lluvia ácida
UD 6: Reacciones ácido-base
4. 1. Ácidos y bases
Ácidos Bases
Tienen sabor ácido
Cambian el papel tornasol de azul a rojo
Reaccionan con metales desprendiendo hidrógeno
Concentrados son corrosivos e irritantes
Neutralizan los efectos de las bases
Reaccionan con las bases produciendo sal y agua
Tienen sabor amargo
Cambian el papel tornasol de rojo a azul
Reaccionan con grasas produciendo jabones
Concentrados son corrosivos e irritantes
Neutralizan los efectos de los ácidos
Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua
UD 6: Reacciones ácido-base
5. 1. Ácidos y bases 1.1. Teoría de Arrhenius
Ácidos Bases
Sustancias que liberan iones hidrógeno(I) en agua. Sustancias que liberan iones hidróxido en agua.
(aq) (aq) (aq)HA A H
(aq) (aq) (aq)BOH B OH
Neutralización
Se combinan los iones H+ y OH- para dar H2O.
2(aq) (aq) (l)OH H H O
Amoniaco
Una base sin OH-
3 2 4 4(aq) (l) (aq) (aq) (aq)NH H O NH OH NH OH
UD 6: Reacciones ácido-base
6. 1. Ácidos y bases 1.2. Teoría de Brønsted-Lowry
Ácidos
Bases
Sustancia capaz de ceder H+ a otra denominada base. Se convierte en una
base: base conjugada del ácido, capaz de aceptar H+.
Sustancia capaz de aceptar H+ de un ácido. Se convierte en un ácido: ácido
conjugado de la base, capaz de dar H+.
Neutralización Un ácido se combina con una base
Anfótero
Ácido
Base
UD 6: Reacciones ácido-base
7. 1. Ácidos y bases 1.3. Teoría de Lewis
Ácidos
Bases
Sustancia capaz de aceptar pares de electrones de una base.
Sustancia capaz de donar pares de electrones a un ácido.
Neutralización El ácido capta el par de electrones cedidos por una base.
Permite explicar reacciones ácido-base en sustancias no disueltas.
UD 6: Reacciones ácido-base
8. 1. Ácidos y bases 1.3. Teoría de Lewis
Arrhenius
Ácidos Liberan protones, H+ en disolución acuosa.
Bases Liberan hidróxido, OH- en disolución acuosa.
Neutralización El protón del ácido y el hidróxido de la base forman agua, junto a una sal.
Brønsted-Lowry
Ácidos Ceden protones, H+ a una base, convirtiéndose en su base conjugada
Bases Aceptan protones, H+ de un ácido, convirtiéndose en su ácido conjugado
Neutralización El ácido cede un protón a la base, se forma una sal y, a veces, el disolvente.
Lewis
Ácidos Aceptan pares de electrones no enlazantes de una base.
Bases Ceden pares de electrones no enlazantes a un ácido.
Neutralización Forman un enlace covalente entre el ácido y la base.
UD 6: Reacciones ácido-base
9. 1. Ácidos y bases 1.4. Estructura molecular y carácter ácido
Ácidos Fortaleza del enlace con el hidrógeno
Hidrácidos Oxoácidos
Tamaño del anión
HF < HCl < HBr < HI
Número de oxígenos
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
Bases Atracción por pares de electrones
Hidróxidos: fuertes Amoniaco: débil
1.4. Estructura molecular y carácter ácido
UD 6: Reacciones ácido-base
10. 2. Fortaleza de
ácidos y bases
Agua: efecto nivelador
Ácido más fuerte H3O+
Base más fuerte OH-
HClO4 > HI > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3
UD 6: Reacciones ácido-base
11. 2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.1. Ácidos y bases fuertes
Ácidos y bases fuertes
Completamente disociados en agua
Ácidos fuertes
Bases fuertes
Ácidos fuertes
[H3O+] = [A-] = [HA]0
[HA] = 0
[BH+] = [OH-] = [B]0
[B] = 0
UD 6: Reacciones ácido-base
12. Ejemplo 1: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución de 4 g de NaOH hasta un litro de agua?
Masas atómicas relativas Na = 22,99; O = 16,00; H = 1,01.
Calculamos la masa molar del
hidróxido de sodio.
Determinamos la concentración
inicial del hidróxido.
1
22,99 1,01 16,00 40 ·MM g mol
Al ser una base fuerte, está
completamente disociada.
Determinamos las concentraciones. 1 1
[ ] [ ] 0,1 · ;[ ] 0 ·Na OH mol L NaOH mol L
14 1
· 0,1 ·
1 40
g mol
c mol L
L g
(aq) (aq) (aq)NaOH Na OH
2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.1. Ácidos y bases fuertes
UD 6: Reacciones ácido-base
13. 2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.2. Ácidos y bases débiles
Ácidos y bases débiles
Parcialmente disociados en agua
Ácidos fuertes
Bases débiles
Ácidos débiles
Equilibrio de ionización
UD 6: Reacciones ácido-base
14. 2. Fortaleza de
ácidos y bases
Ácidos y bases débiles
Parcialmente disociados en agua
Ácidos fuertes
Base Ácido
Bases débiles
BaseÁcido
Ácidos débiles Constante de acidez
Constante de basicidad
aK
bK
pKa
pKb
a a
a
pK K
K
b b
b
pK K
K
2.3. Constantes de acidez y basicidad
UD 6: Reacciones ácido-base
15. 2. Fortaleza de
ácidos y bases
Concentraciones
Concentración inicial c 0 0
Cambio hasta el equilibrio - x + x + x
Concentración en el equilibrio c – x x x
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O
aK
a a
x x x
K K
c x c x
Lo mismo ocurre con las bases: Kb y [OH-]
a a a
x
K x cK x cK
c
2.3. Constantes de acidez y basicidad
UD 6: Reacciones ácido-base
16. Ejemplo 2: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución 0,010 mol·L-1 de un ácido HA de constante
de acidez 3,2·10-4?
Escribimos la ecuación de ionización
del ácido y su constante de acidez
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O
Sustituimos en la constante de acidez
y determinamos el valor de x
Determinamos las concentraciones.
3 1 3 1
3[ ] [ ] 1,6·10 · ;[ ] 8,4·10 ·H O A mol L HA mol L
2. Fortaleza de
ácidos y bases
aK
Concentración inicial 0,01 0 0
Cambio hasta el equilibrio -x +x +x
Concentración en el equilibrio 0,01 – x x x
x x
x x x
x
2.3. Constantes de acidez y basicidad
UD 6: Reacciones ácido-base
17. 2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.3. Constantes de acidez y basicidad
Grado de disociación, α Cociente entre la concentración en el equilibrio y la concentración inicial
Concentración inicial c 0 0
Cambio hasta el equilibrio - cα + cα + cα
Concentración en el equilibrio c – cα cα cα
x
x c
c
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O
aK
a a a
c c c c
K K K
c c c
Si Ka o Kb son muy pequeños, 1 – α ≈ 1
a
a
K
K c
c
UD 6: Reacciones ácido-base
18. Ejemplo 3: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución 0,010 mol·L-1 de una base B de constante
de basicidad 5,1·10-10?
Escribimos la ecuación de ionización
de la base y su constante
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales
2(aq) (l) (aq) (aq)B H O BH OH
Sustituimos en la constante de acidez
y determinamos el valor de α
Determinamos las concentraciones. 6 1 1
[ ] [ ] 2,3·10 · ;[ ] 0,01 ·BH OH mol L HA mol L
2. Fortaleza de
ácidos y bases
bK
Concentración inicial 0,01 0 0
Cambio hasta el equilibrio - 0,01α + 0,01α + 0,01α
Concentración en el equilibrio 0,01 – 0,01α 0,01α 0,01α
2.3. Constantes de acidez y basicidad
UD 6: Reacciones ácido-base
19. Ejemplo 4: Un ácido débil HA está disociado en un 50% cuando su concentración total es de 0,024 mol·L-1. ¿Cuál es el valor de
su constante de acidez?
Escribimos la ecuación de ionización
del ácido y su constante.
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales.
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O
Puesto que α = 0,5, determinamos las
concentraciones finales.
Sustituimos en la constante de acidez
y la calculamos.
3[ ][ ] 0,012·0,012
0,012
[ ] 0,012
a
A H O
K
HA
2. Fortaleza de
ácidos y bases
aK
Concentración inicial 0,024 0 0
Cambio hasta el equilibrio - 0,024α + 0,024α + 0,024α
Concentración en el equilibrio 0,024 – 0,024α 0,024α 0,024α
A H O mol L HA mol L
2.3. Constantes de acidez y basicidad
UD 6: Reacciones ácido-base
20. 2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.4. Ácidos polipróticos
Poseen varios hidrógenos ionizables Varias constantes de acidez Las constantes de acidez son cada vez menores
Ecuación química Expresión de Ka Valor de Ka
Intermedios anfóteros
Ácido
Base
UD 6: Reacciones ácido-base
22. 3.1. Producto iónico del agua
3. Autodisociación
del agua
wK H O OH
Agua Autodisociación Producto iónico, Kw 25 ºC, Kw = 1·10-14
Agua neutra [H3O+] = [OH-] [H3O+] = [OH-] = 1·10-7
Agua con ácido [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 1·10-7 [OH-] < 1·10-7
Agua con base [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 1·10-7 [OH-] > 1·10-7
UD 6: Reacciones ácido-base
23. 3.2. pH y pOH
3. Autodisociación
del agua
pH pOH
UD 6: Reacciones ácido-base
24. 3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua
Escala logarítmica: una unidad es multiplicar o dividir por 10 la concentración
UD 6: Reacciones ácido-base
25. Ejemplo 5: La constante de acidez de un ácido débil HA es de 1,7·10-7. Determina el grado de disociación y el pH de una
disolución 0,050 mol·L-1 de dicho ácido.
Escribimos la ecuación de ionización
del ácido y su constante.
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales.
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O
Sustituimos en la constante de acidez
y determinamos α, como Ka es
pequeña, suponemos que 1 – α ≈ 1.
Calculamos la concentración de iones
hidronio y el pH.
3 5 5
3[ ] 0,050·1,8·10 9,0·10 pH log(9,0·10 ) 4,1H O
aK
Concentración inicial 0,050 0 0
Cambio hasta el equilibrio - 0,050α + 0,050α + 0,050α
Concentración en el equilibrio 0,050(1 – α) 0,050α 0,050α
3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua
UD 6: Reacciones ácido-base
26. Ejemplo 6: ¿Cuál es el pH de una disolución 0,50 mol·L-1 de amoniaco? Kb = 1,8·10-5.
Escribimos la ecuación de ionización
del amoniaco y su constante.
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales.
3 2 4(aq) (l) (aq) (aq)NH H O NH OH
Sustituimos en la constante de acidez
y determinamos la concentración de
iones hidróxido.
Calculamos pOH y, después, el pH. 3
pOH log(3·10 ) 2,5 pH 14 2,8 11,5
bK
Concentración inicial 0, 50 0 0
Cambio hasta el equilibrio - x + x + x
Concentración en el equilibrio 0,50 – x x x
NH
x
x x x
x
3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua
Si suponemos 0,50 – x ≈
0,50, el resultado es el
mismo y la resolución más
rápida.
UD 6: Reacciones ácido-base
27. 3.4. Indicadores
3. Autodisociación
del agua
Ácido o base débil cuya base
o ácido conjugada tiene un
color diferente
- +
2 3
Base1Ácido1
COLOR2COLOR1
HIn(aq)+H O(l) In (aq)+H O (aq) - +
3
a
[In ][H O ]
K =
[HIn]
El color depende de la proporción entre [In-] y [HIn], que dependerá de Ka y de [H3O+] o de pKa y pH
- +
3
a
[In ][H O ]
K =
[HIn]
-
a
+
3
K[In ]
[HIn] [H O ]
-
a
+
3
K[In ]
log log
[HIn] [H O ]
-
a
[In ]
log pH-pK
[HIn]
Predomina el color de la forma básica.
Predomina el color de la forma ácida.
El color es mezcla de los anteriores.
apH-pK 1
apH-pK 1
apH-pK 0
Usando
distintos
indicadores se
mide cualquier
pH
UD 6: Reacciones ácido-base
28. 4. Sales
Disociación
Base conjugada
Ácido conjugado
2
Base1 Base2Ácido1Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)A H O HA OH
2 3
Base1Base2Ácido1 Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)BH H O B H O
Sal Base conjugada Ácido conjugado
(aq) (aq) (aq)BHA A BH
K’b
K’a
' '
·w
b a b w
a
K
K K K K
K
' '
·w
a b a w
b
K
K K K K
K
' 3 3
33
[ ][ ][ ] [ ][ ][ ][ ]
[ ][ ][ ] [ ][ ]
[ ]
w
b
a
HA OH H O OH H O KHA OH
K
A H OA A H O K
HA
' 3 3 3[ ][ ] [ ][ ][ ] [ ][ ]
[ ][ ][ ] [ ][ ]
[ ]
w
a
b
B H O B H O OH H O OH K
K
BH OHBH BH OH K
B
UD 6: Reacciones ácido-base
29. Ejemplo 7: ¿Cuál es la constante de acidez del ion amonio? ¿Y la de basicidad del ion carbonato? Kb(NH3) = 1,8·10-5; K2(HCO3
-)
= 4,7·10-11.
El producto de la constante del ácido
conjugado por la constante de la base
es Kw.
Calculamos la constante del ácido
conjugado.
'
·a b wK K K
El producto de la constante de la
base conjugada por la constante del
ácido es Kw.
Calculamos la constante de la base
conjugada.
' 11 14 ' 4
·4,7·10 1,0·10 2,1·10b bK K
' 5 14 ' 10
·1,8·10 1,0·10 5,6·10a aK K
'
·b a wK K K
4. Sales
UD 6: Reacciones ácido-base
30. 4. Sales 4.1. Hidrólisis de sales
Hidrólisis Reacción de los iones de una sal con el agua que altera el pH de la disolución.
Sales procedentes de ácido y base fuertes
KI (KOH y HI) No hay hidrólisis. pH = 7
Sal Base conjugada Ácido conjugado
(aq) (aq) (aq)KI I K
2
Base1 Base2Ácido1Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)I H O HI OH
2 3
Base1Base2Ácido1 Ácido2
(aq) 2 (l) (aq) (aq)K H O KOH H O
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
NH4Cl (NH3 y HCl) Hidrólisis del catión. pH < 7
4 4
Base conjugadaSal Ácido conjugado
(aq) (aq) (aq)NH Cl Cl NH
4 2 3 3
Base2 Base1Ácido1 Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)NH H O NH H O
UD 6: Reacciones ácido-base
31. 4. Sales 4.1. Hidrólisis de sales
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
KCN (KOH y HCN) Hidrólisis del anión. pH > 7
Sal Base conjugada Ácido conjugado
(aq) (aq) (aq)KCN CN K
2
Base1 Base2Ácido1Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)CN H O HCN OH
Sales procedentes de ácidos y bases débiles
NH4CN (NH3 y HCN) Hidrólisis del catión y el anión. pH depende de Ka y Kb.
4 4
Base conjugadaSal Ácido conjugado
(aq) (aq) (aq)NH CN CN NH
2
Base1 Base2Ácido1Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)CN H O HCN OH
4 2 3 3
Base2 Base1Ácido1 Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)NH H O NH H O
Ka > Kb pH < 7 Ka < Kb pH > 7
UD 6: Reacciones ácido-base
32. Ejemplo 8: Se prepara una disolución 0,010 mol·L-1 de acetato de sodio. ¿Cuál será su pH? Ka(CH3-COOH) = 1,8·10-5.
4. Sales 4.1. Hidrólisis de sales
Escribimos la ecuación de hidrólisis
del acetato y su constante.
En una tabla, escribimos las
concentraciones iniciales, la variación
y las concentraciones finales.
2(aq) (l) (aq) (aq)AcO H O AcOH OH
Sustituimos en la constante de
basicidad y calculamos [OH-].
Calculamos pOH y, después, el pH. 6
pOH log(2,4·10 ) 5,6 pH 14 5,6 8,4
w
b
a
K
K
K
Concentración inicial 0, 010 0 0
Cambio hasta el equilibrio - x + x + x
Concentración en el equilibrio 0,010 – x ≈ 0,010 x x
x
x x
Si no suponemos 0,010 – x ≈
0,010, el resultado es el
mismo y la resolución más
lenta.
UD 6: Reacciones ácido-base
33. 4. Sales 4.2. Disoluciones amortiguadoras
Amortiguadoras, reguladoras,
tampón o buffers
Las que el valor de su pH permanece prácticamente inalterado cuando se les
añade pequeñas cantidades de ácidos, bases o agua.
Base débil + sal con ácido fuerte (NH3 + NH4Cl)Ácido débil + Sal con base fuerte (HCN + KCN)
(aq) (aq) (aq)KCN CN K
2 3(aq)+ (l) (aq) (aq)HCN H O CN H O
3
3
[ ][ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
a a
CN H O HCN
K H O K
HCN CN
3
[ ] [ ]
log[ ] log log
[ ] [ ]
a a
HCN HCN
H O K pH pK
CN CN
[ ]
log
[ ]
a
CN
pH pK
HCN
Sal
log
Ácido
apH pK
4 4(aq) (aq) (aq)NH Cl Cl NH
3 2 4(aq)+ (l) (aq) (aq)NH H O NH OH
34
3 4
[ ][ ][ ]
[ ]
[ ] [ ]
b b
NHNH OH
K OH K
NH NH
3 3
4 4
[ ] [ ]
log[ ] log log
[ ] [ ]
b n
NH NH
OH K pOH pK
NH NH
4
3
[ ]
log
[ ]
b
NH
pOH pK
NH
Sal
log
Base
bpOH pK
UD 6: Reacciones ácido-base
34. 4. Sales 4.2. Disoluciones amortiguadoras
Añadir x ácido fuerte
2 3(aq)+ (l) (aq) (aq)HA H O A H O
Sal
log
Ácido
apH pK
x
Sal x
log
Ácido + x
apH pK
Añadir x base fuerte
2 3(aq)+ (l) (aq) (aq)HA H O A H O
x
Sal x
log
Ácido x
apH pK
UD 6: Reacciones ácido-base
35. Ejemplo 9: Se prepara 0,5 L de disolución 0,40 mol·L-1 en acetato de sodio y 0,45 mol·L-1 en ácido acético. ¿Cuál será su pH?
Cuando se añaden 0,01 mol de HCl, ¿cuál será el nuevo pH? ¿Y 0,01 mol de NaOH? Ka(CH3-COOH) = 1,8·10-5.
4. Sales 4.2. Disoluciones amortiguadoras
Escribimos la ecuación del pH de una
disolución amortiguadora.
Calculamos su pH
Calculamos la concentración de ácido
añadido y el nuevo pH.
Calculamos la concentración de base
añadida y el nuevo pH
Sal
log
Ácido
apH pK
5 0,40
log(1,8·10 ) log 4,7
0,45
pH
0,01 0,40 0,02
[ ] 0,02 log 4,7
0,5 0,45+0,02
aHCl pH pK
0,01 0,40 0,02
[ ] 0,02 log 4,7
0,5 0,45 0,02
aNaOH pH pK
UD 6: Reacciones ácido-base
36. 5. Volumetrías
ácido-base
Una volumetría o valoración ácido-base: determinación de la concentración desconocida de un ácido a partir de la
concentración conocida de una base o viceversa, mediante la reacción de neutralización que tiene lugar entre ellos.
Acidimetría
Alcalimetría
Punto de
equivalencia
Punto final Indicador
Punto de equivalencia: se completa estequiométricamente la neutralización.
Punto final: se deja de añadir el valorante. Señalado por el indicador.
UD 6: Reacciones ácido-base
37. Ejemplo 10: Se desea conocer la concentración en ácido acético de un vinagre comercial, para lo que se valoran 5,0 mL de
dicho vinagre se completan hasta 25 mL de disolución que se valoran con NaOH 0,05 mol·L-1. Si se gastan 12 mL de hidróxido
sódico, ¿cuál es la concentración del vinagre?
Expresamos los volúmenes en litros.
Escribimos la reacción de
neutralización del ácido acético.
Determinamos la concentración del
vinagre diluido.
Calculamos la concentración del
vinagre comercial
2(aq) (aq) (aq) (l)AcOH NaOH NaAcO H O
10,012·0,05
· · 0,024 ·
0,025
AcOH AcOH NaOH NaOH AcOHV c V c c mol L
5. Volumetrías
ácido-base
' ' ' 10,025·0,024
· · 0,12 ·
0,005
AcOH AcOH AcOH AcOH AcOHV c V c c mol L
5,0 0,005 ;25 0.025 ;12 0,012mL L mL L mL L
UD 6: Reacciones ácido-base
38. 5. Volumetrías
ácido-base 5.1. Determinación del punto de equivalencia
Ácido o base fuerte
Ácido débil
Base débil
pH = 7
pH > 7
pH < 7
UD 6: Reacciones ácido-base
39. 5. Volumetrías
ácido-base 5.2. Curvas de valoración
Ácido o base fuerte Ácido o base débil
Cambio del pH al añadir agente valorante
UD 6: Reacciones ácido-base
40. 6. Ácidos y bases relevantes a
nivel industrial y de consumo
Ácidos
Bases
Ácido clorhídrico, HCl
Ácido fosfórico, H3PO4
Ácido sulfúrico, H2SO4
Ácido nítrico, HNO3
Amoniaco, NH3
Hidróxido de calcio, Ca(OH)2
Hidróxido de sodio, NaOH
UD 6: Reacciones ácido-base
41. 6. Ácidos y bases relevantes a
nivel industrial y de consumo
Bases
Extracción
Procesado y fabricación
Transporte
Lluvia ácida
6.1. Problemas medioambientales
UD 6: Reacciones ácido-base