1. El documento presenta los contenidos de la unidad de ácido-base, incluyendo las características de ácidos y bases, las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y el equilibrio de ionización del agua. 2. Explica conceptos como pH, pKa, fuerza de ácidos y bases, y tipos de electrolitos como fuertes y débiles. 3. Describe reacciones como la neutralización y hidrólisis de sales derivadas de ácidos y bases fuertes y débiles.

1. Ácido-Base Unidad 4

2. Contenidos (1) 1.- Características de ácidos y basees 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 2.3. Teoría de Lewis (  ) 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 4.1. Ácidos y bases conjugadas. 4.2. Relación entre Ka y Kb. 4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de disociación

3. Contenidos (2) 5.- 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. 5.5. Calculo de concentraciones y pH. (  ) 6.- Disoluciones amortiguadoras. (  ) 7.- Indicadores de ácido-base. (  ) 8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías). 8.1. Neutralización (práctica de laboratorio).

4. Características ÁCIDOS : Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2 . 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. Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de “ disociación iónica” . Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H + . BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH – .

6. Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A – + H + Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H + H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2– + 2 H + BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH – Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na + + OH –

7. Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH – —  H 2 O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl —  H 2 O + NaCl (Na + + Cl – )

8. Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H + ” . BASES: “Sustancia que en disolución acepta H + ”.

9. Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “ base conjugada ” y c uando 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. Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl – (ac) En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl – (base conjugada) Disociación de una base: NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH 4 + + OH – En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al NH 3 que se transforma en NH 4 + (ácido conjugado)

11. Teoría de Lewis (  ) ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

12. Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl – (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H + va a aceptar un par de electrones del H 2 O formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ). NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH 4 + + OH – En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH 4 + ).

13. Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl 3 pueden actuar como ácidos: AlCl 3 + :NH 3 Cl 3 Al:NH 3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–Al  N–H | | | | Cl H Cl H

14. Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + OH – (ac)  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 conocido como “ producto iónico del agua ”

15. Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14 M 2 En el caso del agua pura: ———–  H 3 O +  =  OH –  =  10 –14 M 2 = 10 –7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M: pH = – log 10 –7 = 7

16. Tipos de disoluciones Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH < 7 Básicas:  H 3 O +  < 10 –7 M  pH > 7 Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 M 2

17. Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

18. Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

19. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la  OH –  y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log  H 3 O +  = 12,6, de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 entonces: K W 10 –14 M 2  OH –  = ——— = —————— = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 M pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

20.  Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico tiene una  densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) m s m s % = —— x 100 = ——— x 100  m dn V dn x d m s % x d 20 x 1,2 g conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L V dn 100 10 –3 L x 100 n s m s conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ———— V dn V dn x M s M s 98 g/mol Molaridad = 2,45 mol/L b) pH = –log [H 3 O + ] = –log (2 x 2,45 x 10 –3 M) = 2,35 Problema de Selectividad (Marzo 97)

21. Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes : (  ) Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl – + H + NaOH (ac)  Na + + OH – Electrolitos débiles : (  ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 –COOH (ac)  CH 3 –COO – + H + NH 3 (ac)+ H 2 O  NH 4 + + OH –

22. Electrolitos fuertes y débiles [A – ] [H + ] [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido fuerte [HA] Ácido débil

23. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO 3 – actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH – a la disolución: NaOH (ac)  Na + + OH – por lo que HCO 3 – + OH –  CO 3 2– + H 2 O es decir, el ión HCO 3 – actúa como ácido. El HCl proporciona H + a la disolución: HCl (ac)  H + + Cl – por lo que HCO 3 – + H +  H 2 CO 3 (CO 2 + H 2 O) es decir, el ión HCO 3 – actúa como base .

24. Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O  A – + H 3 O +  A –  ·  H 3 O +   A –  ·  H 3 O +  K c = ——————  K c ·  H 2 O  = ——————  HA  ·  H 2 O   HA  constante de  disociación (K acidez)

25. Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si K a > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si K a < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 –COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 · 10 –5 M

26. Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H + . Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O  HCO 3 – + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O  CO 3 2– + H 3 O +  HCO 3 –  ·  H 3 O +   CO 3 2–  ·  H 3 O +  K a1 = ———————— K a2 = ———————  H 2 CO 3   HCO 3 –  K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7 · 10 –11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

27. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7,5 x 10 –3 , K a2 = 6,2 x 10 –8 y K a3 = 2,2 x 10 –13 , calcular las concentraciones de los iones H 3 O + , H 2 PO 4 – , HPO 4 2– y PO 4 3– en una disolución de H 3 PO 4 0,08  M. Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O  H 2 PO 4 – + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,08 0 0 c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x  x = 0,021

28. Equilibrio 2: H 2 PO 4 – + H 2 O  HPO 4 2– + H 3 O + c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021 c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y  y = 6,2 x 10 –8 M Equilibrio 3: HPO 4 2– + H 2 O  PO 4 3– + H 3 O + c. in.(mol/l): 6,2 x 10 –8 0 0,021 c. eq.(mol/l): 6,2 x 10 –8 – z z 0,021 + z  z = 6,5 x 10 –19 M

29. Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O  BH + + OH –  BH +  x  OH –   BH +  x  OH –  K c = ——————  K c x  H 2 O  = ——————  B  x  H 2 O   B   (K basicidad)

30. Fuerza de ácidos y bases (pK) Al igual que el pH se denomina pK a: pK a = – log K a ; pK b = – log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.

31. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 M Equilibrio: NH 3 + H 2 O  NH 4 + + OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x  NH 4 +  x  OH –  x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M  NH 3  0,2 – x De donde se deduce que x =  OH –  = 1,9 x 10 –3 M pOH = – log  OH –  = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

32. Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O  A – + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A – + H 2 O  HA + OH –  A –  x  H 3 O +   HA  x  OH –  K a = —————— ; K b = ——————  HA   A –   A –  x  H 3 O +  x  HA  x  OH –  K a x K b = ———————————— = K W  HA  x  A – 

33. Relación entre K a y K b conjugada (cont.). En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa que: Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ).

34. Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 · 10 –10 M. 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: CN – + H 2 O  HCN + OH – K W 10 –14 M 2 K b = —— = —————— = 2,0 x 10 –5 M K a 4,9 x 10 –10 M

35. Relación entre la constante y el grado de disociación “  ” En la disociación de un ácido o una base Igualmente: En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a /c o K b /c < 10 –4 ),  se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c  2 (K b = c  2 ) De donde:

36. Ejemplo: Una disolución de HBO 2 10 -2 M tiene un de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (K a) . c) Cal-cule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (K b ). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO 2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10 -2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá? a) [H 3 O + ] = 10 –pH = 10 –5,6 = 2,51 x 10 –6 M  =[H 3 O + ]/c = 2,51 x 10 –6 M/ 10 -2 M = 2,51 x 10 –4 lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO 2 – , será pues, relativamente fuerte. b) K a = c x  2 = 10 -2 M x (2,51 x 10 –4 ) 2 = 6,3 x 10 –10 c) K b = K w /K a = 10 –14 / 6,3 x 10 –10 = 1,58 x 10 –5 d) Se neutralizan exactamente: [BO 2 – ] = 5 x 10 –3 M Problema de Selectividad (Marzo 98)

37. 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: K a (ácido etanoico) = 1,8 x 10 -5 a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H 3 O + ] = 0,05 M pH = –log [H 3 O + ] = –log 0,05 = 1,30 CH 3 COOH es ácido débil por lo que: K a 1,8 ·10 -5 M  = —— = ————— = 0,019 c 0,05 M [H 3 O + ] = c  = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10 -4 M pH = –log [H 3 O + ] = –log 9,5 x 10 -4 = 3,0 Problema Selectividad (Junio 98)

38. 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: K a (ácido etanoico) = 1,8 x 10 -5 b) n (H 3 O + ) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = = 7,5 x 10 -4 mol. Para que el pH sea 3,0 [H 3 O + ] = 10 -3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es: V = n/Molaridad = 7,5 x 10 -4 mol/ 10 -3 mol·l -1 = 0,75 litros Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml Problema Selectividad (Junio 98)

39. Hidrólisis de sales 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) : NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Hidrólisis básica (de un anión) : CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COOH + OH –

40. Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN

41. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl 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: Na + + 2 H 2 O NaOH + H 3 O + Cl – + H 2 O HCl + OH – están muy desplazado hacia la izquierda.

42. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na + CH 3 –COO – SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH 3 –COO – es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COO H + OH – lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

43. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl – es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

44. Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN En este caso tanto el catión NH 4 + como el anión CN – se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como K b (CN – ) = 2 · 10 –5 M y K a ( NH 4 + ) = 5,6 · 10 –10 M , en este caso, la disolución es básica ya que K b (CN – ) es mayor que K a ( NH 4 + )

45. Ejemplo: Sabiendo que K a (HCN) = 4,0 · 10 –10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  La reacción de hidrólisis será: CN – + H 2 O  HCN + OH –  HCN  ·  OH –  K W K h ( CN – ) = —————— = —————— =  CN –  4,0 · 10 –10 M 1 · 10 –14 M 2 K h ( CN – ) = —————— = 2,5 · 10 –5 M 4,0 · 10 –10 M

46. Ejemplo: Sabiendo que K a (HCN) = 4,0 · 10 –10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.  CN – + H 2 O  HCN + OH – Conc inin. (M) 0,01 0 0 Conc equil. (M) 0,01(1–  ) 0,01  0,01   HCN  x  OH –  (0,01  ) 2 M 2 2,5 · 10 –5 M = —————— = ——————  CN –  0,01(1–  ) M Despreciando  frente a 1, se obtiene que  = 0,05 K W 10 –14 M 2  H 3 O +  = ——— = —————— = 2,0 x 10 –11 M  OH –  0,01 M x 0,05 pH = – log  H 3 O +  = – log 2,0 x 10 –11 M = 10,7

47. Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. a) Acetato potásico: pH básico , ya que CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COO H + OH – por ser el ác. acetico débil, mientras que el K + no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. b) nitrato sódico: pH neutro , ya que ni el anión NO 3 – ni el catión Na + reaccionan con agua por proceder el primero del HNO 3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes. Problema de Selectividad (Septiembre 98)

48. Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. c) Sulfato amónico: pH ácido , ya que NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + por ser el amoniaco débil, mientras que el SO 4 2– no reacciona con agua por ser el H 2 SO 4 ácido fuerte. d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes) Problema de Selectividad (Septiembre 98)

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

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

51. 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. K a (CH 3 –COOH) = 1,8 · 10 –5 M.  El acetato está totalmente disociado: CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 0 c eq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

52. 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. K a (CH 3 –COOH) = 1,8 · 10 –5 M   CH 3 –COO –  ·  H 3 O +  (0,2+x) · x M 2 1,8 · 10 –5 M = ————————— = ——————  CH 3 –COOH  (0,2 – x) M De donde se deduce que: x =  H 3 O +  = 1,8 · 10 –5 M pH = – log  H 3 O +  = 4,74

53. Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl?  a) Al añadir NaOH (Na + + OH – ), se producirá la neutralización del ácido acético: CH 3 COOH + NaOH  CH 3 COO – + Na + + H 2 O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: [CH 3 COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M [CH 3 COO – ] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,19 0,21 0 c eq (M) 0,19 – x 0,21 + x x

54. Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl?  (0,21 + x) · x M 2 1,8 · 10 –5 M = ——————— (0,19 – x) M De donde se deduce que x =  H 3 O +  = 1,63 · 10 –5 M pH = – log  H 3 O +  = 4,79 b) Al añadir HCl (H 3 O + + Cl – ), los H 3 O + reaccionarán con los CH 3 COO – : CH 3 COO – + HCl  CH 3 COOH + Cl – [CH 3 COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M [CH 3 COO – ] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70

55. Indicadores de pH (ácido- base)  Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H 2 O  In – + H 3 O + forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In – ] o [HIn]< 1/10·[In – ]  In –  ·  H 3 O +   HIn  K a = ——————   H 3 O +  = K a · ———  HIn   In –  pH = p K a + log  In –  /  HIn  = p K a  1

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

57. Valoraciones ácido-base 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.

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

59. Valoraciones ácido-base. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH – ) = n(H 3 O + ). La reacción de neutralización puede escribirse: b H a A + a B(OH) b  B a A b + a · b H 2 O En realidad, la sal B a A b (aB b+ + bA a– ) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H 3 O + + OH –  2 H 2 O n (ácido) x a = n (base) x b

60. Valoraciones ácido-base V ácido x [ácido] x a = V base x [base] x b Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH) V ácido x N ácido = V base x N base En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización. Simulación

61. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2  M de Al(OH) 3 ¿Cuál será la [H 2 SO 4 ]? 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al 3+ + 6 H 2 O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M ácido x 2 De donde: 25 ml x 2 M x 3 M ácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 [H 2 SO 4 ] = 0,75 M V ácido x N ácido = V bas x N base ( N base = 3 x M base ) 100 ml x N ácido = 25 ml x 6 N N ácido = 1,5 N  M ácido = N ácido /2 = 0,75 M Vídeo

62. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2  M de Al(OH) 3 ¿Cuál será la [H 2 SO 4 ]? Podríamos haber calculado n(H 2 SO 4 ) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos n(Al(OH) 3 = V· M = 25 ml · 2  M = 50 mmoles 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al 3+ + 6 H 2 O 3 mol H 2 SO 4 2 mol Al(OH) 3 ————— = —————— n(H 2 SO 4 ) 50 mmoles n(H 2 SO 4 ) = 75 mmol n (H 2 SO 4 ) 75 mmol [H 2 SO 4 ] = ————— = ———— = 0,75 M V(H 2 SO 4 ) 100 ml

63. Ejercicio D: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? a) V ácido x N ácido = V base x N base 50,5 ml x 0,2 N N ácido = —————— = 1 N M ácido = 1 M 10,1 ml b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g m soluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m disolución 1060 g Problema de Selectividad (Septiembre 97)