1. CÁTEDRA Nº2 ACIDO-BASE

5. Ej.: Cuando un ácido, HA, cede un p + produce un Anión (A - ) HA A - + H + (Ácido) El Anión tiene la capacidad de capturar el protón para regenerar el compuesto de partida, si capta un protón se comporta como una BASE A - + H + HA (Base) Es por eso que se dice que A - es la Base Conjugada del ácido HA

6. REACCIONES ÁCIDO-BASE Si un ácido (l) cede un protón, debe haber una base (ll) que lo capte. El proceso se puede representar: Ácido l + Base ll Base conjugada de l + Ácido Conjugado de ll O bien: HA + B A - + BH + (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado) Ej.: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + (ácido) (base) (Base conjugada) (ácido conjugado)

7. pH Es una manera de expresar la concentración de H + . * Se distinguen Soluciones Neutras , Soluciones Ácidas y Soluciones Básicas. En la reacción de autoionización del agua, por cada ión H 3 O + formado también se produce un ión OH - . Por ello en agua pura la Concentración Molar de los 2 iones es la misma.(valor es cte. A 25ºC) K w = H 3 O + OH - = 10 -14 H 3 O + = OH - = 10 -7 M Las soluciones que cumplen con esta condición se llaman SOLUCIONES NEUTRAS

9. Escala de acidez y pH pH: 0 Ácida Neutra Básica 4 10 -7 7 10 -7 10 0 OH - : 10 -14 5 5,5 H + : 1 9 9,5 10 -14 Medida del pH Papel pH pHmetro Se trata de una tira de papel impregnada de diversos indicadores ácido-base, cambian de color según pH. pH aproximado Aparato electrónico que permite determinar pH de una solución con gran precisión y rapidez

11. *Ácidos Fuertes: Sustancias que ceden sus p + con facilidad. No se mantienen en equilibrio. *Bases Fuertes: Sustancias que aceptan fácilmente p + . cualquier sust. que contenga OH - es b. fuerte en solución acuosa.Sus ácidos conjugados son débiles. *Ácidos y Bases Débiles: Especies que en competencia por p + con el solvente H 2 O generan sistemas en equilibrio.

12. Ácido Débil HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq ) + X - (aq) H 3 O + X - = k a (Cte. de disociación o ionización del ácido) HX Base Débil B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) BH + OH - = K b (Cte. De disociación o ionización de la base) B

13. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Y ESCALA DE pH El agua actúa como ácido y base. Funciona como una base en reacciones con ácidos como HCl y CH 3 COOH y funciona como ácido con bases como NH 3 . El agua misma se ioniza. H 2 O H + (ac) + OH - (ac) El agua experimenta un ligero proceso de autoionización en el que unas moléculas de agua transfieren un H + a otras, produciéndose una rx ácido-base: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - A 1 B 2 A 2 B 1 Pares conjugados Pares conjugados K = H 3 O + OH - H 2 O H 2 O Constante K w = H 3 O + OH - = 10 -14 pOH + pH = 14 Producto iónico del agua.

14. CONCEPTO DE pH Es una medida de acidez. Dado que las concentraciones de H + y OH - son nº muy pequeños, SOREN, bioquímico danés propuso: pH se define: pH = -log H + mol/L DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, TAMPONES O BUFFERS Un amortiguador es una sust. que tiene la facultad de fijar o liberar H + en solución, amnteniendo el pH de ésta relativamente cte., a pesar de la adición de considerables cantidades de ácido o base. Ej.: CH 3 COOH y CH 3 COONa

15. Comportamiento del sistema CH 3 COOH/CH 3 COONa La disolución contiene: *Una sal, Acetato de Sodio, totalmente disociada por ser electrolito fuerte: CH 3 COONa CH 3 COO - (aq) + Na + H 2 O *Un ácido débil, CH3COOH, parcialmente ionizado: CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - (aq) Si se añade una pequeña cantidad de ácido, la concentración H 3 O + aumenta y el equilibrio se desplaza aún más a la izquierda; si se añade base la concentración de H 3 O + disminuye, el equilibrio se desplaza a la derecha para producir H 3 O +, que neutralizan iones OH - , por lo que el pH no varía prácticamente.

17. Hidrólisis Ácida A veces el catión de la sal se comporta como una ácido de Bronsted y cede un protón al agua (que se comporta como base) según: Catión + H 2 O Base + H 3 O + Ácido1 Base2 Base conj.1 Ác. Conj.2 Indicadores Ácido-Base. Es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto. HIn + H 2 O H 3 O + + In - Ác. Débil monoprótico Base Conjugada Forma ácida Color Amarillo Forma básica Color Azul

19. Exceso de Ácido Toda la base reacciona con parte del ácido presente, por lo que queda ácido en exceso. La solución final será ácida, con pH < 7 Exceso de Base Todo el ácido reacciona con parte del ácido presente, con lo que queda un exceso de base. La disolución será básica, pH > 7 Cantidades Estequiométricas de Ácido y Base Todo el ácido presente y toda la base reaccionan entre si, no queda exceso de ninguno. La neutralización es completa y se ha alcanzado el PUNTO DE EQUIVALENCIA

20. Características estequiométricas del Punto de Equivalencia Para neutralización existe: “ En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización el nº de equivalentes químicos de ácido y base que han reaccionado son iguales” nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base Una valoración ácido-base es la determinación de la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida como la Base o viceversa, basándose en la reacción de neutralización. Acidometría = valoración de un ácido. Alcalimetría = valoración de uan base.

21. La valoración se realiza mezclando gradualmente el ácido y la base hasta alcanzar el Punto de Equivalencia, es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha sido completa. En este punto: nº p + procedentes del ácido = nº OH - procedentes de la base El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color del indicador, que se adiciona previamente a los reactivos Para que la valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia