Tema de Ácido-Base de 2º Bachillerato

1. IES LUIS COBIELLA CUEVAS –
Curso 2013/14
BLOQUE VIII
Reacciones de
transferencia de
protones
(Ácido-Base)

2. 2
Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto de
ácido y base.
2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3.- Fuerza de ácidos y bases.
4.- Ácidos y bases débiles. Constantes de
ionización
5.- Equilibrio de ionización del agua.
6.- Concepto de pH.

3. 3
Contenidos (2)
7.- Disoluciones amortiguadoras.
8.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio
cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
9.- Indicadores de ácido-base.
10.-Valoraciones de ácido-base (volumetrías).

4. 4
Características
ÁCIDOS:
l Tienen sabor agrio.
l Son corrosivos para la
piel.
l Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
l Disuelven sustancias
l Atacan a los metales
desprendiendo H2.
l 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.

5. 5
Definición de Arrhenius
l Publica en 1887 su teoría de
―disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.
l ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa se disocia dando H+.
l BASE: Sustancia que en disolución acuosa
se disocia dando OH–.

6. 6
Disociación
l ÁCIDOS:
l AH (en disolución acuosa) A– + H+
l Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
l BASES:
l BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
l Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

7. 7
Neutralización
l Se produce al reaccionar un ácido con una
base con formación de agua:
l H+ + OH– — H2O
l El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
l NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–
)

8. 8
Teoría de Brönsted-Lowry.
l ÁCIDOS:
l ―Sustancia que cede H+‖.
l BASES:
l ―Sustancia que acepta H+‖.

9. 9
Par Ácido/base conjugado
l Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta
como base (captura dichos H+).
l Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
―base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su ―ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–
)
– H+
+H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+H+
– H+

10. 10
Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
l HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
l En este caso el H2O actúa como base y el
HCl al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
l NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4+ + OH–
l En este caso el H2O actúa como ácido pues
cede H+ al NH3 que se transforma en
NH4+ (ácido conjugado)

11. 11
Electrolitos fuertes y débiles
l Electrolitos fuertes: ( )
Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
l Electrolitos débiles: (↔)
Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac) ↔ CH3–COO– +
H+
NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–

12. 12
Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como
base frente al HCl.
l El NaOH proporciona OH– a la disolución:
l NaOH (ac) Na+ + OH–
l por lo que HCO3– + OH– ↔ CO32– + H2O
l es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
l El HCl proporciona H+ a la disolución:
l HCl (ac) H+ + Cl–
l por lo que HCO3– + H+ ↔ H2CO3 (CO2 +
H2O); es decir, el ión HCO3– actúa como base.

13. 13
Fuerza de ácidos.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de un ácido HA depende
de la constante de equilibrio:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = —————— Kc · H2O = —————
—
HA · H2O HA
3
2
[ ][ ]
[ ]
[ ]
C a
AHO
KHO K
HA
constante de
disociación
(K acidez)

14. 14
Fuerza de ácidos (cont.).
l Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
l Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará
ionizado casi en su totalidad.
l Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo
parcialmente ionizado.
l Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)
es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5
M

15. 15
Fuerza de bases.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio:
l B + H2O ↔ BH+ + OH–
l BH+ x OH– BH+ x OH–
Kc = —————— Kc x H2O = —————
—
B x H2O
B
2
[ ][ ]
[ ]
[]
C b
BHOH
KHO K
B
(K basicidad)

16. 16
Equilibrio de ionización del agua.
l La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
l 2 H2O (l) ↔ H3O+(ac) + OH– (ac)
l H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O 2
l Como H2O es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O 2
l conocido como ―producto iónico del agua‖
[ ]×[ ]-
w 3K HO OH

17. 17
Relación entre Ka y Kb
conjugada
l Equilibrio de ionización de un ácido:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+
l Reacción de la base conjugada con el agua:
l A– + H2O ↔ HA + OH–
l A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = ——————
HA A–
l A– x H3O+ x HA x OH–
Ka x Kb = ———————————— = Kw
HA x A–

18. 18
Relación entre Ka y Kb
conjugada (cont.).
l En la práctica, esta relación (Ka x Kb =
KW) significa que:
l Si un ácido es fuerte su base conjugada es
débil.
l Si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
l A la constante del ácido o base conjugada
en la reacción con el agua se le suele llamar
constante de hidrólisis (Kh).

19. 19
Concepto de pH.
l El valor del producto iónico del agua es:
Kw (25ºC) = 10–14
l En el caso del agua pura:
l ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M
l Se denomina pH a:
l Y para el caso de agua pura, como
H3O+ =10–7 M:
l pH = – log 10–7 = 7
3pH log[HO]

20. 20
Tipos de disoluciones
l Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
l Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
l Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
l En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
l luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14

21. 21
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
BÁSICO

22. 22
Concepto de pOH.
l A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14
l Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
l pH + pOH = 14
l para una temperatura de 25ºC.
pOH log[OH]

23. 23
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
l pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce
que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13
M
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
l entonces:
l Kw 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M
H3O+ 2,5 · 10–13 M
l pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4
l Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

24. 24
Ácidos polipróticos
l Son aquellos que pueden ceder más de un
H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
l Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
l H2CO3 + H2O ↔ HCO3– + H3O+
l HCO3– + H2O ↔ CO32– + H3O+
l HCO3– · H3O+ CO32– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
H2CO3 HCO3–
l Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
l La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

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

26. 26
Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
l El HCN es un ácido débil (constante muy
pequeña). Por tanto, su base conjugada, el
CN–, será una base relativamente fuerte. Su
reacción con el agua será:
l CN– + H2O ↔ HCN + OH–
l Kw 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka 4,9 x 10–10 M

27. 27
Relación entre la constante
y el grado de disociación “ ”
l En la ionización de un ácido o una base
l Igualmente:
l 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 )
l De donde:
b
c
K
2
1
2
3
1 1
[ ][ ]
[ ] (-)
a
AHOccc
K
HA c
aK
c
bK
c

28. 28
Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos
matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico
(acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de
agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las
dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) =
1,8 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado,
por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5M
= —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0

29. 29
Disoluciones
amortiguadoras (tampón)
l Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
l Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
l Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

30. 30
Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana

31. 31
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 M
l CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH (0,2 – x) M
l De donde se deduce que:
l x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
l pH = – log H3O+ = 4,74

32. 33
Hidrólisis de sales
l Es la reacción de los iones de una sal con el
agua.
l Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
l Hidrólisis ácida (de un catión):
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l Hidrólisis básica (de un anión):
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH +
OH–

33. 34
Tipos de hidrólisis.
l Según procedan el catión y el anión de un
ácido o una base fuerte o débil, las sales se
clasifican en:
l Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
* Ejemplo: NaCl
l Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
* Ejemplo: NaCN
l Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
* Ejemplo: NH4Cl
l Sales procedentes de ácido débil y base débil.
* Ejemplo: NH4CN

34. 35
Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.
l Ejemplo: NaCl
l NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que
tanto el Na+ que es un ácido muy débil
como el Cl– que es una base muy débil
apenas reaccionan con agua. Es decir los
equilibrios:
l Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
l Cl– + H2O HCl + OH–
l están muy desplazado hacia la izquierda.

35. 36
Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
l Ejemplo: Na+CH3–COO–
l SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA
ya que el Na+ es un ácido muy débil y
apenas reacciona con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si
reacciona con ésta de forma significativa:
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
l lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

36. 37
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
l Ejemplo: NH4Cl
l SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NH4+ es un ácido relativamente
fuerte y reacciona con agua mientras que el
Cl– es una base débil y no lo hace de forma
significativa:
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

37. 38
Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
l Ejemplo: NH4CN
l En este caso tanto el catión NH4+ como el
anión CN– se hidrolizan y la disolución será
ácida o básica según qué ion se hidrolice en
mayor grado.
l Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)

38. 39
Indicadores de pH
(ácido- base)
l Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
l HIn + H2O ↔ In– + H3O+
forma ácida forma básica
l El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–
]
l In– · H3O+ HIn
Ka = —————— H3O+ = Ka · ———
HIn
In–

39. 40
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

40. 41
Valoraciones ácido-base
l Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.

41. 42
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V
NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH