Reacciones ácido-base

Unidad 6: Reacciones ácido-base

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

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

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

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 
   

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
 
 

 

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.

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.
 
 
 
  

  
 
  
 
 
 
 

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

2. Fortaleza de
ácidos y bases
Agua: efecto nivelador
Ácido más fuerte H3O+
Base más fuerte OH-

 

 
HClO4 > HI > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3

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

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

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

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. 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
    

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. 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
    

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?
de la base y su constante
y las concentraciones finales
2(aq) (l) (aq) (aq)B H O BH OH 
 
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


Cambio hasta el equilibrio - 0,01α + 0,01α + 0,01α
Concentración en el equilibrio 0,01 – 0,01α 0,01α 0,01α
 

    
        
   

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?
del ácido y su constante.
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.
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 en el equilibrio 0,024 – 0,024α 0,024α 0,024α
 
A H O mol L HA mol L   
    

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
  
 
 
 

3. Autodisociación
del agua
Agua

 
Anfótera
Conductividad

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

3.2. pH y pOH
3. Autodisociación
del agua


pH    pOH   


 



3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua
 Escala logarítmica: una unidad es multiplicar o dividir por 10 la concentración

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.
del ácido y su constante.
2 3(aq) (l) (aq) (aq)HA H O A H O 
 
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 en el equilibrio 0,050(1 – α) 0,050α 0,050α
 
 
    
3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua

Ejemplo 6: ¿Cuál es el pH de una disolución 0,50 mol·L-1 de amoniaco? Kb = 1,8·10-5.
del amoniaco y su constante.
3 2 4(aq) (l) (aq) (aq)NH H O NH OH 
 
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
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.

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

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
    
   
   

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

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
(aq) (aq) (aq)KI I K 
  2
(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 
  

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
KCN (KOH y HCN) Hidrólisis del anión. pH > 7
(aq) (aq) (aq)KCN CN K 
  2
(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
(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

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.
Escribimos la ecuación de hidrólisis
del acetato y su constante.
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
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.

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 

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

 


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.
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

     


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.

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  

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

5. Volumetrías
ácido-base 5.2. Curvas de valoración
Ácido o base fuerte Ácido o base débil
Cambio del pH al añadir agente valorante

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

6. Ácidos y bases relevantes a
nivel industrial y de consumo
Bases
Extracción
Procesado y fabricación
Transporte
Lluvia ácida
6.1. Problemas medioambientales

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