CLASE 10 NEUTRALIZACION HIDROLISIS NEW VERSION.pdf

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1
Semana 10
Hidrolisis
Y
Neutralización
M Sc. Ing. Ricardo Terreros Lazo

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2
Equilibrios ácido-base II
• Indicadores ácido-base
• Reacciones ácido-base. Valoraciones.
• Propiedades ácido-base de las sales: hidrólisis.
• Disoluciones reguladoras. Capacidad amortiguadora.
Contenidos

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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
a
K
[In
][H O
]
 3
[HIn]
HIn  H O In
 H O
2 3
color A color B
3 a
[In
]
a
[In
]
[H O
]  K
[HIn]
pH  pK log
[HIn]
3
3
[H O
]  [HIn]  [In
] color B pH  pKa
[H O
] 
[HIn]  [In
]
[HIn]  [In
]
viraje
color A
pH  pKa
pH  pKa
9

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

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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
V ml dsln B
B
1000ml dsln B
[B]mol B
B
 n mol B
nB mol B
3mol B
2mol A
ej.2:
 nA mol A
muestra
problema: VA ml dsln A
valorante:
nA mol A 1000ml
VA ml dsln A 1l l dsln A
mol A
 [A]

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Valoración ácido-base
• Punto de equivalencia (Peq) 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

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Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
Ejemplo: Valoración de 25,0 mL de HCl (ac) 0,100 M con NaOH (ac) 0,100 M
1) Punto inicial:
3
[H O
]  0,10 M pH  log0,100 1,00
2) Puntos intermedios:
10,00ml NaOH (ac) 3
[H O
] 
(2,500 10,000,100) mmol
 0,0429M ;
(25,00 10, 00) mL
pH 1,37
24,00ml NaOH (ac) 3
[H O
] 
2,500 24,000,100
M  2,04103
M ;
25,00 24,00
pH  2,69
3
n(H O
)  25,0  103
0,100 mol  2,500 mmol
Disolución de un ácido fuerte
(Reactivo limitante: la base)
24,90ml NaOH (ac) 3
[H O
] 
2,500  24,900,100
M  2,00104
M ;
25,00  24,90
pH  3,70
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Disolución de un ácido fuerte
Reacción global:

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

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3
Titular 20 mL de HCl N = 0,25 N; con NaOH = 0,2 N; .
 equiv. ácido =  equiv. Base
Na xVa = Nb x Vb  Vb = 25 mL. Punto de equivalencia..

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Valoración de una base fuerte con un ácido fuerte
Titular 25 mL de NaOH 0,2 N con HCl 0,2 N, Veq = 25 mL. ; .
 equiv. ácido =  equiv. Base
Na xVa = Nb x Vb  Vb = 25 mL. Punto de equivalencia..

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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

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Hidrólisis de Sales
Es la reacción de una sal con el agua, formándose nuevamente el
ácido o la base original y el ion (OH – ó H3O+ ) correspondiente.
Sal + H2O  ácido ó base + ion
Estas reacciones son de equilibrio, por lo tanto tiene un valor de
K conocido como constante de hidrólisis.
De acuerdo a esto existen cuatro casos de hidrólisis:
Caso 1: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido y base fuerte.
Caso 2: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido débil y base
fuerte.
Caso 1: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido fuerte y base
débil.
Caso 1: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido y base débil.

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3
Caso 1: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido y
base fuerte.
Los iones de la neutralización de ácidos o de bases fuertes son
estables y no tienen carácter ácido ni básico.
HCl + H2O  Cl– + H3O+
NaOH + H2O  Na+ + H2O +OH–
Formación de la sal:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Como consecuencia, las disoluciones de sales de ácidos fuertes y
bases fuertes son neutras. Por lo tanto no se hidrolizan
Disolución de una sal de ácido fuerte y base fuerte
NaCl  Na+ + Cl–
Iones estables, ni ácidos ni básicos. pH = 7
Ejemplos: Na2SO4, KCl, NaNO3, KNO3, etc.

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Caso 2: Hidrolisis de una sal proveniente de un ácido
débil y base fuerte.
Formación de la sal;
HCN + NaOH  NaCN + H2O
ácido débil + base fuerte  SAL
La sal se hidroliza, calcular el pH de una solución de NaCN 0,1 M.
Ka = 6,25 10 – 10, constante de disociación del ácido débil
NaCN + H2O  Na+ + CN– primero la sal se disocia en sus iones en el agua
0,1 M 0,1 0,1
Con el Na+ no ocurre hidrólisis porque proviene de una base fuerte.
Solo se trabaja con el CN–. Kw = 1 10–14
.

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débil y base fuerte.
La sal se hidroliza:
CN– + H2O  HCN + OH– Kh = [HCN] . [OH–] [H3O+] = Kw = 1,60 10–5
[CN–] [H3O+] Ka
Csal – – Inicio
Csal – x x x = [OH–] Equilibrio Kh = x2 = 1,60 10–5
(0,1 – x)
Resolviendo:  x = [OH–] = 1,26 10–3
Finalmente: pOH = 2,9  pH = 11,1 reacción básica

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fuerte y base débil.
HCl + NH3  NH4Cl + H2O
ácido fuerte + base débil SAL
La sal se hidroliza: calcular el pH de una solución de NH4Cl 0,2 M
Kb = 1,8 10–5 constante de disociación de la base débil.
Con el Cl– no ocurre hidrólisis porque proviene de una base fuerte.
Solo se trabaja con el NH4
+. Kw = 1,0 10–14
.

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fuerte y base débil.
Primero la sal se disocia en sus iones en el agua
NH4Cl + H2O  NH4
+ + Cl– se hidroliza el NH4
+
0,2 – –
0,2 0,2
Luego se produce la reacción de hidrolisis del NH4
+:
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ Kh = [NH3 ] [H3O+] [OH–] = Kw = 5,555 10–10
[NH4
+][OH] Kb
Csal – – Inicio
Csal – y y y = [H3O+] Equil. Kh = 5,555 10–10 = y2/(0,2 – y) =
Finalmente: y = [H3O+] = 1,054 10–5 pH = 4,98 reacción ácida.

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base débil.
HCN + NH3  NH4CN + H2O
ácido débil + base débil: SAL
La sal se hidroliza: calcular el pH de una solución de 0,5 M de NH4CN.
Ka = 6,25 10–10 y Kb = 1,8 10–5 constantes de disociación del ácido y
base débil.
NH4CN + H2O  NH4
+ + CN –  aquí se disuelve toda la sal en el agua.
0,5 M – –
0,5 M 0,5 M
.

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base débil.
Aquí recién se realiza la reacción de equilibrio. Ambas sales provienen de
ácidos y bases débiles.
NH4
+ + CN–  NH3 + HCN Kh = [NH3] [HCN] = Kw = 8,888 .10–1
[NH4
+][ CN–] Ka.Kb
Csal Csal – – inicio
(Csal–Z) (Csal–Z) Z Z equil.
Kh = 8,888 .10–1  [H3O+] = Kw . Ka = 5,89 10–10 pH = 9,22
Kb
Esto significa que para hallar el pH, en este caso no se necesita el valor de
la concentración inicial de la sal. Solo se estima a partir del Ka y Kb.
Ka = Kb  pH = 7 neutro
Ka > Kb  pH < 7 ácido
Ka < Kb  pH > 7 básico
Finalmente: pH = 9,22

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Soluciones Buffer o amortiguadoras
Es una mezcla de una sal que proviene de un ácido o base débil con su
ácido o base conjugado y tiene la propiedad de mantener el pH
aproximadamente constante.
Sal + H2O  ácido / base original + ion
Ejemplo: mezcla de NH4Cl con NH3
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ Kh = [NH3] [H3O+] = Kw = 5,555 .10–10
Csal base – Inicio [NH4
+] Kb
(Csal–x) Cbase + x x equilibrio
Kh = (Cbase + x) x Se calcula x para hallar el pH
(Csal – x)

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• Son 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.
– ¿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.
– Deben ser un ácido y una base conjugados.
– Disoluciones de ácidos débiles y de sus sales.
– Disoluciones de bases débiles y de sus sales.

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1. CH3–COONa/CH3–COOH CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– SI
base ácido c.
2. NaNO3/ HNO3 el NO3
– no se hidroliza NO
3. NH4Cl/ NH3 NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ SI
ácido base c.
4. KCl/ KOH el K+ no se hidroliza NO
5. Na2CO3/NaHCO3 CO3
2 – + H2O  HCO3
– + OH– SI
base ácido c.
¿Cuáles de las siguientes disoluciones son reguladoras del pH? ¿Qué equilibro
entre ácido y base conjugados se establece?

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
s
[Ac ]  c  x
Hidrólisis:
[sal]  cs cs cs
[AcH]  ca  x
pH  pKa 
y de HAc(ac)
[ácido]  ca
Disolución de NaAc(s)  Ac
(ac)  Na
(ac)
(si Kh )
Ejemplo: Disolución amortiguadora de ácido acético y acetato sódico
2
Ac
 H O HAc  OH 
x x
x a
Kw 10
[HAc][OH 
]
[Ac
]
 Kh  Kb 
K
 5,610
2 3
2H O H O
 OH
w w 3 w
[H O
][OH
]  K 1014
Ec. de
Henderson-Hasselbach
a
[HAc][OH 
] [OH 
][H O
]
[Ac
] K
 3
3 a
[HAc]
[Ac ]


[H O ]  K
3 a
[Ac
] a
log
[HAc]
[Ac
]
log[H O
]  log K log
[HAc]
  log K 
a
a
log
[HAc] c
[Ac
]  pK  log
cs
= cs
= ca
Soluciones reguladoras

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Preparación de Soluciones o amortiguadoras
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 la sal y el ácido debe estar entre
0,1 y 10

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Ejemplo: Se dispone de HAc (KHAc = 1,8 x 10–5, pKa = 4,74) y de HF (KHF = 3,5
x 10–4, 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
a
a
c
• pH  pK  log
cs
a
c
cs
10pH  pKa
105,094,74
100,35
 2,24
• p.ej. ca  0,10 M cs  2,240,10 M  0,224M
0,500 mL dsln
1000 mL dsln
1,1 104
mol NaAc
1000 mL dsln
0,224 mol NaAc
0,500 mL dsln
0,100 mol HAc
 5,0 105
mol HAc
H2O
hasta 500ml
Preparación de Soluciones reguladoras

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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?
w
Inicialmente: pH  7,00
a) + 1,0 mL HCl (ac) 0.1M [ H O
]  c  = c 
0,11,0
M  9,9104
M
3 0 0
101,0
pH  log 9,9104
 3,00
 pH  3,007,00  4,00
b) + 1,0 mL NaOH (ac) 0.1M [ O H 
]  c  w = c 
0,11,0
M  9,9104
M
0 0
101,0
pOH  log 9,9104
 3,00 pH 11,00
 pH 11,007,00  4,00
Variación de pH en soluciones reguladoras

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s x
[ Ac
]  c 
Ac s x s
n  n  n  n
Ejemplo: a) ¿Cuánto cambia el pH de 100,0 mL de una disolución tampón
de NaAc (0,224 M)/HAc(0,10 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)]
Inicialmente:
2
 
Ac  H O HAc  OH
x x
x
 ...  0,0224 mol Ac
...  0,0100 mol HAc
Ac
a
HAc
n
[HAc] n

[Ac
]
pH  pKa  log  pK  log
= cs  0,224 M
[ AcH ]  ca  x = ca  0,100 M nAcH  na  nx  na
pH  4,74log 2,24  5,09

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

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

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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
na na
nab nab
ns  nab ns  nab
1 10 ns  nab 10na 10nab
11
nab
10n  n
 a s
n n
a ab
log
ns  nab
 1
n n 10
a ab
ns  nab

1
s ab a ab
10n 10n  n n
11
10ns na
nab 

11
max 10ns  na , 10na  ns
nab 
Intervalo de regulación: intervalo de pH en el que una disolución reguladora
neutraliza ácidos y bases manteniendo su poder de regulación
[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]
11 s
ab
n 
9
n
pKa 1  pH  pKa 1
si ns  na
Capacidad reguladoras e intervalo de regulación

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