7-Equilibrios_acido_base_II.ppt

Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 7. Equilibrio ácido-base II
7. Equilibrios ácido-base II

Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 7. Equilibrio ácido-base II 2
Contenidos
Equilibrios ácido-base II
• Propiedades ácido-base de las sales: hidrólisis.
• Indicadores ácido-base
• Reacciones ácido-base. Valoraciones.
• Disoluciones reguladoras. Capacidad amortiguadora.

Bibliografía recomendada
• Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood,
F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003).
– Secciones 17.7, 18.2, 18.3, 18.4

Comportamiento
ácido-base de los
iones: hidrólisis

Sales de ácidos fuertes y bases fuertes
Los iones de la ionización de ácidos o de bases fuertes son estables y no
tienen carácter ácido ni básico
• Disolución de una sal de ácido fuerte y base fuerte
NaCl Na Cl
 
  Iones estables, ni ácidos ni básicos. 7
pH 
2 2
NaOH H O Na H O OH
 
   
2 3
HCl H O Cl H O
 
  
Como consecuencia, las disoluciones de sales de ácidos fuertes y bases fuertes
son neutras

Iones de ácidos débiles
Los iones resultantes de la ionización de un ácido débil tienen comportamiento
básico; por lo tanto, establecen su propio equilibrio de ionización de base
2 3
HA H O A H O
 
  3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

2 3
HCN H O CN H O
 
  10
6,2 10
a
K 
 
ácido base
conjugados
2
A H O HA OH
 
 
[ ][ ]
[ ]
b
HA OH
K
A


 a b w
K K K

2 3
2H O H O OH
 

(1) (2)
 
(2)
(1)
2
CN H O HCN OH
 
 
14
5
10
1,0 10
1,6 10
6,2 10
b
K




  

14,00
a b
pK pK
 
es una base
CN
[Lectura: Petrucci 17.7]

Iones de bases débiles
Los iones resultantes de la ionización de una base débil tienen comportamiento
ácido; por lo tanto, establecen su propio equilibrio de ionización de ácido
2
B H O HB OH
 
 
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
 

base ácido
conjugados
2 3
HB H O B H O
 
  3
[ ][ ]
[ ]
a
B H O
K
HB


 a b w
K K K

2 3
2H O H O OH
 

(1) (2)
 
(2)
(1)
3 2 4
NH H O NH OH
 
 
5
1,8 10
b
K 
 
14,00
a b
pK pK
 
4 2 3 3
NH H O NH H O
 
 
14
10
5
1,0 10
5,6 10
1,8 10
a
K




  

4
NH 
es un ácido

Hidrólisis (de sales)
(Como consecuencia de lo anterior) Las disoluciones de sales de ácidos débiles o de
bases débiles no son neutras: se hidrolizan
• Disolución de una sal de ácido débil y base fuerte
NaCN Na CN
 
  7
pH 
estable base
2
CN H O HCN OH
 
  5
1,6 10
( )
w
h b
a
K
K K
K HCN

   
Ejemplo: pH de una disolución NaCN(ac) 0,20 M.
[ ]
HCN
[ ]
OH 
x

x w
  x
[ ]
CN
0
c x
 
[pH de una disolución de una base débil]
2
0
b
x
K
c

0
c 0
b
x K c
 5 3
1,6 10 0,20 1,8 10
x  
    
3
log1,8 10 2,75
pOH 
   
14,00 14,00 2,75 11,25
pH pOH
    
x
 x

x


• Disolución de una sal de base débil y ácido fuerte
4 4
NH Cl NH Cl
 
  7
pH 
estable
ácido
Ejemplo: pH de una disolución NH4Cl(ac) 0,20 M.
3
[ ]
NH
3
[ ]
H O
x

x w
  x
4
[ ]
NH 
0
c x
 
[pH de una disolución de un ácido débil]
2
0
a
x
K
c

0
c 0
a
x K c
 10 5
5,6 10 0,20 1,1 10
x  
    
5
log1,1 10 4,96
pH 
   
4 2 3 3
NH H O NH H O
 
  10
3
5,6 10
( )
w
h a
b
K
K K
K NH

   
x
 x

x


• Disolución de una sal de ácido débil y base débil
4 4
NH CN NH CN
 
 
base
ácido
4 2 3 3
NH H O NH H O
 
 
10
3
5,6 10
( )
w
a
b
K
K
K NH

  
pH ácido o básico dependiendo de la comparación
de las fuerzas ácidas y básicas de los dos iones
2
CN H O HCN OH
 
  5
1,6 10
( )
w
b
a
K
K
K HCN

  
pH>7 en este caso

Indicadores y
valoraciones ácido-
base

Indicadores ácido-base
• Sustancias cuyo color depende del pH de la disolución en la que
están presentes
– ácidos débiles cuyas formas ácida y básica conjugadas tienen colores
distintos
2 3
HIn H O In H O
 
  3
[ ][ ]
[ ]
a
In H O
K
HIn
 

color A color B
3
[ ]
[ ]
[ ]
a
HIn
H O K
In



[ ]
log
[ ]
a
HIn
pH pK
In
 
3
[ ]
H O
 [ ] [ ]
HIn In
 color A
3
[ ]
H O
 [ ] [ ]
HIn In
 color B
[ ] [ ]
HIn In
 viraje a
pH pK

a
pH pK

a
pH pK


Indicadores ácido-base
[ ]
10
[ ]
HIn
In

[ ]
log
[ ]
a
HIn
pH pK
In
 
1
a
pH pK
 
[ ]
0,1
[ ]
HIn
In
 1
a
pH pK
 
[ ]
1
[ ]
HIn
In
 a
pH pK

azul
de
timol
9,2
1,7
pKa 12,7
amarillo
Clayton
amarillo
de
alizarina
11
fenolftaleína
9,5
7,3
azul
de
bromotimol
rojo
de
alizarina
5,3
azul
de
bromofenol
4,1
naranja
de
metilo
3,5
1,6
rojo
de
quinaldina
2 3
HIn H O In H O
 
 

Valoración ácido-base
• Determinación de la concentración de un ácido (base) en una
disolución por reacción de neutralización con una base (ácido)
– Midiendo un volumen de disolución necesario para alcanzar cantidades
estequiométricas de ácido y base
• ej. 1: A + B → Sal + H2O nA/nB = 1 nA=nB
• ej. 2: 2A + 3B → Sal + H2O nA/nB = 2/3 3nA=2nB
B
dsln
ml
VB
B
dsln
1000
B
]
[
ml
mol
B
B
mol
nB

B
mol
nB
B
3
A
2
mol
mol
ej.2:
A
mol
nA

A
dsln
ml
VA
muestra
problema:
valorante:
A
dsln
A
ml
V
mol
n
A
A
l
ml
1
1000
A
dsln
A
]
[
l
mol
A


Valoración ácido-base
• Punto de equivalencia (pde) de una valoración
– Es la disolución alcanzada cuando los reactivos valorante y valorado han
reaccionado en cantidades estequiométricas
• determinado por el reactivo limitante (el reactivo que se agota)
• Punto final de una valoración
– Es la disolución alcanzada cuando se detiene la valoración
– Se determina por la observación de un cambio brusco
• de color de un indicador (viraje)
• del pH indicado por un pH-metro
• ...
• Se ha de elegir el indicador de modo que el punto final coincida con
el punto de equivalencia

Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
Ejemplo: Valoración de 25,00 ml de HCl(ac) 0,100 M con NaOH(ac) 0,100 M
1) Punto inicial: Disolución de un ácido fuerte
3
[ ] 0,100
H O M

 log0,100 1,00
pH   
2) Puntos intermedios: Disolución de un ácido fuerte
10,00 ( )
ml NaOH ac 3
(2,500 10,00 0,100)
[ ] 0,0429 ;
(25,00 10,00)
mmol
H O M
ml
  
 

1,37
pH 
24,00 ( )
ml NaOH ac 3
3
2,500 24,00 0,100
[ ] 2,04 10 ;
25,00 24,00
H O M M
 
 
  

2,69
pH 
3
3
( ) 25,00 10 0,100 2,500
n H O mol mmol
 
   
(Reactivo limitante: la base)
24,90 ( )
ml NaOH ac 4
3
2,500 24,90 0,100
[ ] 2,00 10 ;
25,00 24,90
H O M M
 
 
  

3,70
pH 
2
HCl NaOH NaCl H O
  
Reacción global:

Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
3) Punto de equivalencia: Disolución de una sal de ácido fuerte y base fuerte
7,00
pH 
4) Puntos posteriores al pde: Disolución de una base fuerte
26,00 ( )
ml NaOH ac 11,29
pH 
40,00 ( )
ml NaOH ac 12,36
pH 
(Proporciones estequiométricas)
(Reactivo limitante: el ácido)
25,10 ( )
ml NaOH ac 4
25,10 0,100 2,500
[ ] 2,00 10 ;
25,00 25,10
OH M M
 
 
  

10,30
pH 
3
26,00 0,100 2,500
[ ] 1,96 10 ;
25,00 26,00
OH M M
 
 
  

40,00 0,100 2,500
[ ] 0,0231 ;
25,00 40,00
OH M M
  
 


Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte:
curva de valoración
Punto de equivalencia
[disolución de una sal de
ácido fuerte y base fuerte:
pH=7]
Punto final de la
valoración con fenolftaleína
Punto final de la valoración
con rojo de quinaldina

Valoración de un ácido débil con una base fuerte
Ejemplo: Valoración de 25,00 ml de HAc(ac) 0,100 M con NaOH(ac) 0,100 M.
Ka(HAc)=1,8x10-5.
1) Punto inicial: Disolución de un ácido débil
2 3
HAc H O Ac H O
 
 
x
 x

x
 3
[ ]
H O
x w
  x
[ ]
HAc 0
c x
  0 0,100
c M

2
0
a
x
K
c
 0 0,0013
a
x c K M
 
log0,0013 2,87
pH   
3) Punto de equivalencia: Disolución de una sal de ácido débil y base fuerte (hidrólisis)
NaAc Na Ac
 
 
2
Ac H O HAc OH
 
 
[ ]
HAc
[ ]
OH 
x

x w
  x
[ ]
Ac
0
c x
 
2
0
b
x
K
c

0
25,00 0,100
0,0500
50,00
c M

 
6
0 5,3 10
b
x K c M

   5,28
pOH 
x
 x

x

10
5,6 10
( )
w
b
a
K
K
K HAc

  
2
HAc NaOH NaAc H O
  
Reacción global:
8,72
pH 

Valoración de un ácido débil con una base fuerte:
curva de valoración
Ejemplo: Valoración de 25,00 ml de HAc(ac) 0,100 M con NaOH(ac) 0,100 M.
Ka(HAc)=1,8x10-5.
Punto final de la valoración
con azul de bromofenol
Punto de equivalencia
[disolución de una sal de
ácido débil y base fuerte:
pH>7]
Punto final de la
valoración con fenolftaleína

V NaOH(ac) 0.100 M (ml)
0.0 10.0 20.0 25.0
15.0
5.0
2.0
4.0
6.0
8.0
10.0
1er pde
2o pde
Valoración de un ácido poliprótico:
H3PO4(ac) con NaOH(ac)
pH
)
(
)
(
)
(
)
( 2
4
2
4
3 l
O
H
ac
PO
NaH
ac
NaOH
ac
PO
H 


)
(
2
)
(
)
(
2
)
( 2
4
2
4
3 l
O
H
ac
HPO
Na
ac
NaOH
ac
PO
H 


1er pde
2o pde
1
)
(
)
(
4
3
1

PO
H
n
NaOH
n pde
2
)
(
)
(
4
3
2

PO
H
n
NaOH
n pde
)
(
3
)
(
)
(
3
)
( 2
4
3
4
3 l
O
H
ac
PO
Na
ac
NaOH
ac
PO
H 


3er pde

Disoluciones
reguladoras

Disoluciones reguladoras
• Objetivo: Disoluciones que tengan el pH estable ante posibles
adiciones de ácidos y de bases
– Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón
– P.ej., la mayor parte de la vida sólo se puede mantener en rangos
pequeños de pH
• En humanos
– pH normal: 7,4 (7,35-7,45)
– pH compatible con la vida: (7,0-7,8)
– ¿Qué características deben tener estas disoluciones?
• Debe contener cantidades suficientes de un ácido (que neutralice las bases que se
añadan) y de una base (que neutralice los ácidos que se añadan)
• El ácido y la base no deben reaccionar entre si
–un ácido y una base conjugados
– reaccionan (se intercambian H+, pero mantienen sus concentraciones
– ¡Disoluciones de ácidos débiles y de sales suyas con bases fuertes!
– o disoluciones de bases débiles y de sales suyas con ácidos fuertes
– otras

¿Cuáles de las siguientes disoluciones son reguladoras del pH? ¿Qué equilibro
entre ácido y base conjugados se establece?
NaAc HAc 2
Ac H O HAc OH
 
  SI
3 3
NaNO HNO 3
NO
es estable (ni ácido ni base) NO
4 3
NH Cl NH 4 2 3 3
NH H O NH H O
 
 
ácido
base
SI
ácido base
KCl KOH K
es estable (ni ácido ni base) NO
3 3
NaCO NaHCO 2
3 2 3
CO H O HCO OH
  
  SI
ácido
base

Amortiguadores (tampones) fisiológicos
Amortiguador proteína (principalmente hemoglobina) [intracelular]
Amortiguador fosfato [intracelular]
Amortiguador bicarbonato [ósea; intra/extracelular]
2 3
HHb H O Hb H O
 
 
ácido base
2
2 4 2 4 3
H PO H O HPO H O
  
 
ácido base
2 2 2 3 2 3 3
2
CO H O H CO H O HCO H O
 
  
ácido base
( )
( )
w
a a
b
K
K K HHb
K Hb

 
8
2 3 4
( ) 6,2 10
a a
K K H PO 
  
7,2
a
pK 
7
1 2 3
( ) 4,2 10
a a
K K H CO 
  
6,4
a
pK 
base
ácido
[base]
log log
[ácido]
a a
n
pH pK pK
n
   
Ec. de
Henderson-Hasselbach



]
[Ac

]
[AcH
s
c x

x

s
c
Se establece el equilibrio:
s
c

]
sal
[ s
c s
c
( )
ac
HAc
a
c

]
ácido
[
a
c a
c
[ ]
log
[ ]
a
Ac
pH pK
HAc

 
y ( ) ( ) ( )
s ac ac
NaAc Ac Na
 
 
(si )
a
K 
Ejemplo: Disolución amortiguadora de ácido acético y acetato sódico
2 3
HAc H O Ac H O
 
 
x
 x

x

3
[ ][ ]
[ ]
a
Ac H O
K
HAc
 

Ec. de
Henderson-Hasselbach
3
[ ]
[ ]
[ ]
a
HAc
H O K
Ac



3
[ ]
log[ ] log log
[ ]
a
HAc
H O K
Ac


   
[ ]
log log
[ ]
a
Ac
K
HAc

  
log s
a
a
c
pK
c
 
log Ac
a
HAc
n
pK
n

 

Preparación de disoluciones reguladoras
1. Elegir un ácido débil con un pKa próximo al valor de pH deseado
2. Las molaridades de la sal y del ácido deben ser mucho mayores que
Ka y que Kb (o Kh)
3. La razón entre molaridades de sal y ácido debe estar comprendida
entre 0,1 y 10

Preparación de disoluciones reguladoras
Ejemplo: Se dispone de HAc (Ka=1,8x10-5, pKa=4,74) y de HF (Ka=3,5x10-4,
pKa=3,45) y de sus respectivas sales sódicas. Se desea preparar 500 ml de una
disolución reguladora de pH=5,09. Señala cómo hacerlo.
• Con HAc y NaAc
• log s
a
a
c
pH pK
c
  10 a
pH pK
s
a
c
c

 5,09 4,74 0,35
10 10 2,24

  
• p.ej. 0,100
a
c M
 2,24 0,100 0,224
s
c M M
  
0,224
500 dsln 0,112
1000 dsln
mol NaAc
ml mol NaAc
ml

0,100
500 dsln 0,0500
1000 dsln
mol HAc
ml mol HAc
ml

2
H O

hasta 500ml

Variaciones de pH de disoluciones reguladoras
Ejemplo: a) ¿Cuánto cambia el pH de 100,0 ml de agua destilada al añadir
1,0 ml de HCl(ac) 0,1 M? b) ¿Y al añadir 1,0 ml de NaOH(ac) 0,1 M?
3 0 0
[ ]
H O c w c

 
Inicialmente:
a) + 1,0 ml HCl(ac) 0.1M 4
0,1 1,0
9,9 10
101,0
M M


  
4
log9,9 10 3,00
pH 
   
3,00 7,00 4,00
pH
    
0 0
[ ]
OH c w c

 
b) + 1,0 ml NaOH(ac) 0.1M 4
0,1 1,0
9,9 10
101,0
M M


  
4
log9,9 10 3,00
pOH 
   
11,00 7,00 4,00
pH
    
11,00
pH 
7,00
pH 

[ ] s s
Ac c x c

 
[ ] a a
AcH c x c
 
x
s
Ac
n
n
n 


x
a
AcH n
n
n 

s
n

a
n

Ejemplo: a) ¿Cuánto cambia el pH de 100,0 ml de una disolución tampón
de NaAc(0,224 M)/HAc(0,100 M) al añadir 1,0 ml de HCl(ac) 0,1 M? b) ¿Y al
añadir 1,0 ml de NaOH(ac) 0,1 M? [HAc (Ka=1,8x10-5, pKa=4,74)]
4,74 log 2,24 5,09
pH   
Inicialmente:
2
Ac H O HAc OH
 
 
x
 x

x

... 0,0224 mol Ac
 
... 0,0100 mol HAc
 
[ ]
log log
[ ]
Ac
a a
HAc
n
Ac
pH pK pK
HAc n


   
0,224 M

0,100 M


a) + 1,0 ml HCl(ac) 0.1M:
2
Ac H O HAc OH
 
 
x
 x

x

[ ]
log log
[ ]
Ac
a a
HAc
n
Ac
pH pK pK
HAc n


   
s x HCl s HCl
Ac
n n n n n n
 
   
AcH a x HCl a HCl
n n n n n n

   
AcH
O
H
Ac
O
H 

 

2
3
2 3
HCl H O H O Cl
 
  
0,0223
4,74 log 4,74 log2,21 5,08
0,0101
pH     
0,0001
HCl
n mol HCl

(0,0224 0,0001) 0,0223
mol Ac mol Ac
 
  
(0,0100 0,0001) 0,0101
mol HAc mol HAc
  
5,08 5,09 0,01
pH
    

b) + 1,0 ml NaOH(ac) 0.1M:
2
Ac H O HAc OH
 
 
x
 x

x

[ ]
log log
[ ]
Ac
a a
HAc
n
Ac
pH pK pK
HAc n


   
s x NaOH s NaOH
Ac
n n n n n n
 
   
AcH a x NaOH a NaOH
n n n n n n

   
2
OH HAc H O Ac
 
  
NaOH Na OH
 
 
0,0225
4,74 log 4,74 log2,27 5,10
0,0099
pH     
0,0001
NaOH
n mol NaOH

(0,0224 0,0001) 0,0225
mol Ac mol Ac
 
  
(0,0100 0,0001) 0,0099
mol HAc mol HAc
  
5,10 5,09 0,01
pH
    

Capacidad reguladora e intervalo de regulación
Capacidad reguladora: cantidad de ácido o base que una disolución
reguladora puede neutralizar sin que se produzca una variación grande de pH
[experiencia + convenio: se considera una variaciones grandes de pH aquellas que superan una
unidad]
log 1
s a b
a a b
n n
n n




Intervalo de regulación: intervalo de pH en el que una disolución reguladora
neutraliza ácidos y bases manteniendo su poder de regulación
10
s a b
a a b
n n
n n



 10 10
s a b a a b
n n n n
 
  10
11
a s
a b
n n
n 


log 1
s a b
a a b
n n
n n



 
1
10
s a b
a a b
n n
n n



 10 10
s a b a a b
n n n n
 
  10
11
s a
a b
n n
n 


 
max 10 , 10
11
s a a s
a b
n n n n
n 
 

[experiencia + convenio: mantiene su poder regulador si la razón de concentraciones de las formas
ácida y base conjugadas se mantiene entre 0,1 y 10]
9
11
a b s
n n
 
1 1
a a
pK pH pK
   
si s a
n n


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