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....
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Baterías de los automóviles
Desatascadores de cañerías
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1. Ácidos y bases
Ácidos Bases
Tienen sabor ácido
Cambian el papel tornasol de azul a rojo
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1. Ácidos y bases 1.1. Teoría de Arrhenius
Ácidos Bases
Sustancias que liberan iones hidrógeno(I) en agua. Sustancias que ...
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Ácidos
Bases
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1. Ácidos y bases 1.3. Teoría de Lewis
Ácidos
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Sustancia capaz de aceptar pares de electrones de una base.
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Arrhenius
Ácidos Liberan protones, H+ en disolución acuosa.
Bases Liberan hidróxido...
1. Ácidos y bases 1.4. Estructura molecular y carácter ácido
Ácidos Fortaleza del enlace con el hidrógeno
Hidrácidos Oxoác...
2. Fortaleza de
ácidos y bases
Agua: efecto nivelador
Ácido más fuerte H3O+
Base más fuerte OH-

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HClO4 > HI > H...
2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.1. Ácidos y bases fuertes
Ácidos y bases fuertes
Completamente disociados en agua
Ácidos ...
Ejemplo 1: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución de 4 g de NaOH hasta un litro de agua?
...
2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.2. Ácidos y bases débiles
Ácidos y bases débiles
Parcialmente disociados en agua
Ácidos f...
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ácidos y bases
Ácidos y bases débiles
Parcialmente disociados en agua
Ácidos fuertes
Base Ácido

 
Base...
2. Fortaleza de
ácidos y bases
Concentraciones
Concentración inicial c 0 0
Cambio hasta el equilibrio - x + x + x
Concentr...
Ejemplo 2: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución 0,010 mol·L-1 de un ácido HA de constan...
2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.3. Constantes de acidez y basicidad
Grado de disociación, α Cociente entre la concentraci...
Ejemplo 3: ¿Cuál será la concentración de las especies presentes en una disolución 0,010 mol·L-1 de una base B de constant...
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...
2. Fortaleza de
ácidos y bases 2.4. Ácidos polipróticos
Poseen varios hidrógenos ionizables Varias constantes de acidez La...
3. Autodisociación
del agua
Agua

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Anfótera
Conductividad
UD 6: Reacciones ácido-base
3.1. Producto iónico del agua
3. Autodisociación
del agua

 
wK H O OH 

Agua Autodisociación Producto iónico, Kw 25...
3.2. pH y pOH
3. Autodisociación
del agua


pH    pOH   


 

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UD 6: Reacciones ácido-base
3.3. Escala de pH
3. Autodisociación
del agua
 Escala logarítmica: una unidad es multiplicar o dividir por 10 la concentr...
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
di...
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
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3.4. Indicadores
3. Autodisociación
del agua
Ácido o base débil cuya base
o ácido conjugada tiene un
color diferente
- +
2...
4. Sales
Disociación
Base conjugada
Ácido conjugado
2
Base1 Base2Ácido1Ácido2
(aq) (l) (aq) (aq)A H O HA OH 
 
2 3
Bas...
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(HC...
4. Sales 4.1. Hidrólisis de sales
Hidrólisis Reacción de los iones de una sal con el agua que altera el pH de la disolució...
4. Sales 4.1. Hidrólisis de sales
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
KCN (KOH y HCN) Hidrólisis del anión. pH ...
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. Sale...
4. Sales 4.2. Disoluciones amortiguadoras
Amortiguadoras, reguladoras,
tampón o buffers
Las que el valor de su pH permanec...
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 ...
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 ...
5. Volumetrías
ácido-base
Una volumetría o valoración ácido-base: determinación de la concentración desconocida de un ácid...
Ejemplo 10: Se desea conocer la concentración en ácido acético de un vinagre comercial, para lo que se valoran 5,0 mL de
d...
5. Volumetrías
ácido-base 5.1. Determinación del punto de equivalencia
Ácido o base fuerte
Ácido débil
Base débil
pH = 7
p...
5. Volumetrías
ácido-base 5.2. Curvas de valoración
Ácido o base fuerte Ácido o base débil
Cambio del pH al añadir agente ...
6. Ácidos y bases relevantes a
nivel industrial y de consumo
Ácidos
Bases
Ácido clorhídrico, HCl
Ácido fosfórico, H3PO4
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6. Ácidos y bases relevantes a
nivel industrial y de consumo
Bases
Extracción
Procesado y fabricación
Transporte
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Ácidos y bases

  1. 1. Unidad 6: Reacciones ácido-base
  2. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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
  21. 21. 3. Autodisociación del agua Agua    Anfótera Conductividad UD 6: Reacciones ácido-base
  22. 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. 23. 3.2. pH y pOH 3. Autodisociación del agua   pH    pOH          UD 6: Reacciones ácido-base
  24. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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

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