Unidad: Acidos y bases. Química de 2º Bachillerato

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Ácidos y bases
2º Bachillerato

2. CONTENIDO
1.- Características de ácidos y bases.
2.- Definiciones de ácidos y bases.
3.- La autoionización del agua. Escala de pH.
4.- Medida del pH.
5.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
6.- Cálculo del pH de una disolución.
7.- Hidrólisis de sales.
8.- Disoluciones reguladoras del pH.
9.- Valoraciones ácido-base.

3. CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.1
ÁCIDOS:
• 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.

4. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.2
2.1.- Arrhenius (1887)
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)
Neutralización: Reacción entre un ácido y una base para
formar agua
H+ (aq) + OH- (aq)  H2O
HCl + NaOH  H2O + NaCl

5. Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* Se limita a disoluciones acuosas.
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido).
* El ion H+ no puede existir en disolución acuosa.

6. 2.2.- Brönsted-Lowry (1923)
Ácido: Sustancia capaz de ceder un H+
Base: Sustancia capaz de aceptar un H+
H2O (l) + NH3 (aq)  OH- (aq) + NH4
+ (aq)
HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)

7. CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base baseácido
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH- (aq)
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)

8. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Ventajas:
* Ya no se limita a disoluciones acuosas.
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
* Explica la existencia de sustancias anfóteras.

9. 2.3.- Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+

10. Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N:
H
H
+ B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido

11. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.3
Equilibrio de autoionización del agua:
H2O (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 agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
(función “p”)

12. Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7  pH = 7
[OH-] = 10-7  pOH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] < [OH-]
pH > 7

14. 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 = = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14
entonces:
KW 10–14
OH– = ——— = ————— = 0,04 M
H3O+ 2,5 · 10–13
pOH = – log OH– = – log 0,04 = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

15. Indicadores ácido-base: son ácidos o bases débiles cuyas
formas ácido/base conjugadas 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-.
• 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
Intervalo de viraje: 2 unidades de pH
MEDIDA DEL pH.4

17. Papel indicador universal.
Peachímetro.

18. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
CONSTANTES DE IONIZACIÓN.5
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
[HA]
]O][H[A
K 3
a
-
 Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka  )

19. Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l)  BH+ (aq) + OH- (aq)
[B]
]][OH[BH
Kb
-
 Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb  )
Ácido fuerte Ácido débil

20. En el caso de un par ácido-base conjugado,
Ka · Kb = Kw
B (aq) + H2O (l)  BH+ (aq) + OH- (aq) b
[BH ][OH ]
K
[B]
 -

BH+ (aq) + H2O (l)  B (aq) + H3O+ (aq) 3[B][H O ]
K
[BH ]
a



Relación entre Ka y Kb:

22. Relación entre Ka y  (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:
  
 
- 
 
  
-
2
3[ ] [ ]
[ ] (1- ) 1
a
A H O c c c
K
HA c

-
b
c
K


2
1
  aK
c
  bK
c

23. Ácidos polipróticos: son aquellos que pueden ceder más de un H+.
P.ej.: el H2CO3 es diprótico, el H3PO4 triprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
H2CO3 + H2O ↔ HCO3
– + H3O +
HCO3
– + H2O ↔ CO3
2– + H3O +
Ka1 = 4,5 · 10–7 Ka2 = 5,7· 10–11
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
- 

 3 3
1
2 3
[ ] [ ]
[ ]
a
HCO H O
K
H CO
- 
-


2
3 3
2
3
[ ] [ ]
[ ]
a
CO H O
K
HCO

24. CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN.6
6.1.- Ácido fuerte o base fuerte
Los ácidos y bases fuertes están totalmente disociados en agua:
a) HA(aq) + H2O(l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
H3O+] = [HA]inicial = Ca
pH = pCa
b) B(aq) + H2O(l)  BH (aq) OH- (aq)
OH-] = [B]inicial = Cb
pOH = pCb pH = 14 - pCb

25. 6.2.- Ácido débil o base débil
En estos casos, la disociación no es total:
a) HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)
c. eq. Ca(1-α) Caα Caα
H3O+]2 = Ka·Ca pH = ½(pKa + pCa)
  

 
- 
   
-
2
23[ ]·[ ] ·
[ ] (1- ) 1
a a a
a a
a
A H O C C C
K C
HA C
• Esta aproximación es válida para ácidos débiles (Ka<10-5).
• Deja de ser válida para ácidos muy débiles (Ka<10-11) o muy diluidos (Ca<10-7 M).
En estos casos hay que aplicar la ley de equilibrio químico y considerar los iones
H3O+ de autoionización del agua.

26. b) B(aq) + H2O(l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)
C.eq. Cb(1-α) Cbα Cbα
OH-]2 = Kb·Cb ; pOH = ½(pKb + pCb)
pH = 14 - ½(pKb + pCb)
  

 
- 
   
-
2
2·[ ]·[ ]
[ ] (1- ) 1
b b b
b b
b
C C COH BH
K C
B C
• Aproximación es válida para bases débiles (Kb<10-5).
• Deja de ser válida para bases muy débiles (Kb<10-11) o muy diluidas (Cb<10-7 M).
En estos casos hay que aplicar la ley de equilibrio químico y considerar los iones
OH- de autoionización del agua.

27. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución
0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5.
Equilibrio: NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
c. in.(mol/l): 0,2 0 0
c. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
NH4
+ · OH– x2
Kb = ——————— = ——— ≈ x2 = 1,8 · 10–5
NH3 0,2 – x
De donde se deduce que x = OH– = 1,9 · 10–3 M
pOH = – log OH– = – log 1,9 · 10–3 = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

28. 6.3.- Mezcla de ácido fuerte y base fuerte
La mezcla se neutralizará dando sal y agua:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Si los reactivos están en las cantidades estequiométricas, se
neutralizan completamente, con lo que la mezcla tendrá pH = 7.
Si uno de los reactivos está en exceso, será el que fije el pH final.

29. HIDRÓLISIS DE SALES.7
Hidrólisis 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–

30. 7.1. 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

31. 7.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl]
NH4Cl (s)
H2O
NH4
+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución
ácida
3 3 w
(NH )h a 4
(NH )4 b 3
[NH ][H O ] K
K K
[NH ] K



  
NH4
+ (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + H3O+ (aq)
Cuanto más débil sea la base (menor Kb), más ácida es la disolución (mayor Kh)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

32. 7.3. 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
3 w
(CH COO )h b 3
(CH COOH)3 a 3
[CH COOH][OH ] K
K K
[CH COO ] K
-
-
-
  
CH3COO- (aq) + H2O (l)  CH3COOH (aq) + OH- (aq)
Cuanto más débil sea el ácido (menor Ka), más básica es la disolución (mayor Kh)

33. 7.4. 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
Si Kh (catión) < Kh (anión) (Kb > Ka) Disolución básica
Si Kh (catión) = Kh (anión) (Kb = Ka)  Disolución neutra
Si Kh (catión) > Kh (anión) (Kb < Ka) Disolución ácida
[Para el NH4CN: disolución básica]

34. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0·10–10, 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–
-
- -
-
- - -
   
14
5
10 10( )
[ ]·[ ] 1·10
2,5 ·10
[ ] 4,0 ·10 4,0 ·10
W
h CN
KHCN OH
K
CN
CN– + H2O  HCN + OH–
C.eq. 0,01(1-α) 0,01α 0,01α
se obtiene que  = 0,05
OH– = 0,01  = 5,0·10–4 M; pOH = – log 5,0·10–4 = 3,3
pH = 14 – pOH = 10,7



-
-
-
   
2
5 2[ ]·[ ] (0,01 )
2,5 ·10 0,01
[ ] 0,01(1- )
h
HCN OH
K
CN

35. DISOLUCIONES REGULADORAS DEL pH.8
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Disolución reguladora (amortiguadora o tampón): Disolución
que mantiene un pH aproximadamente constante cuando se
agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluye.
Están formadas por:
• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con
catión neutro. P.ej.: ácido acético + acetato de sodio.
• Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión
neutro. P.ej.: amoniaco y cloruro de amonio.

36. Mecanismo de acción:
HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
[HA]
][A
logpKpH;
][A
[HA]
K]O[H;
[HA]
]O][H[A
K aa3
3
a
-
-

-

Si p.ej., añadimos un ácido, el equilibrio se desplazará a la izquierda,
disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará.
Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades
(grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muy poco y el
pH apenas se modificará.
P.ej.: * si añado 0.001 mol de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.
* si añado 0.001 mol de HCl a un 1 L de disolución que contiene
0.7 mol de acético y 0.6 mol de acetato sódico, el pH pasa de
4.688 a 4.686.

37. Generalmente se puede hacer la simplificación de suponer que las concentraciones
en el equilibrio son aproximadamente iguales a las concentraciones iniciales.
Exacta
o
a
o
[base]
pH pK log
[ácido]
  Aproximada
eq
eq
a
[HA]
][A
logpKpH
-

eq
eq
a
[ácido]
[base]
logpKpH 
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch

38. 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.
El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada:
H2O (l)+ CH3–COOH (aq)  CH3–COO– (aq) + H3O+ (aq)
C0 (M) 0,2 0,2 0
Ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
CH3–COO– ·H3O+ (0,2+x)·x
1,8 · 10–5 = ————————— = ———— ≈ x
CH3–COOH (0,2 – x)
x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,74
5o
a
o
[base] 0,2
pH pK log log (1,8·10 ) log
[ácido] 0,2
-
   -   4,74

39. Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior
al añadir a un 1 L de la misma: a) 0,01 mol de NaOH;
b) 0,01 mol de HCl?
a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización
parcial del ácido acético:
CH3COOH + NaOH  CH3COO– + Na+ + H2O
Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen:
[CH3COOH] = (0,2 – 0,01)/1 = 0,19
[CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 = 0,21 M
5o
a
o
[base] 0,21
pH pK log log (1,8·10 ) log
[ácido] 0,19
-
   -   4,79

40. Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior
al añadir a un 1 L de la misma: a) 0,01 mol de NaOH;
b) 0,01 mol de HCl?
b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con el
acetato:
CH3COO– + HCl  CH3COOH + Cl–
Suponiendo que la adición del ácido apenas afecta al volumen:
[CH3COOH] = (0,2 + 0,01)/1 = 0,21
[CH3COO–] = (0,2 – 0,01)/1 = 0,19 M
5o
a
o
[base] 0,19
pH pK log log (1,8·10 ) log
[ácido] 0,21
-
   -   4,70

41. VALORACIONES ÁCIDO-BASE.9
Valoración ácido-base: es una técnica de análisis que permite
determinar la concentración de una disolución a partir de su
reacción ácido-base (neutralización) con otra disolución de
concentración conocida.
Medimos el volumen de
la disolución de base (o
ácido) necesario para que
reaccione (neutralice)
todo el ácido (o base).
Cuando se logra la
neutralización completa:
punto de equivalencia.

42. Curva de valoración: Representación del pH en función del
volumen añadido.
Punto de
equivalencia
El cambio brusco en la concentración de iones H3O+ nos permite
determinar el punto de equivalencia.

43. El pH del punto de equivalencia no tiene porque ser de 7:
• 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
La determinación del punto de
equivalencia se realiza mediante
el uso de un indicador apropiado
(que cambie de color justo
cuando la reacción llega al punto
de equivalencia)

44. El intervalo de viraje del indicador debe coincidir con el salto de
pH que se produce cuando alcanzamos el punto de equivalencia.

45. La neutralización de un ácido (o base) con una base (o 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) · a = n(base) · b
Vácido · [ácido] · a = Vbase · [base] · b
P.ej., en la neutralización de HCl con Mg(OH)2:
2 HCl + Mg(OH)2  MgCl2 + 2 H2O
VHCl · [HCl] = VMg(OH)2 · [Mg(OH)2] · 2