Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Explica conceptos clave como el pH, pKa, electrolitos fuertes y débiles, y ácidos polipróticos. Además, presenta ejemplos para ilustrar estos conceptos fundamentales de la química de soluciones acuosas.
Los alcoholes son el grupo de compuestos químicos que resultan de la sustitución de uno o varios átomos de hidrógeno (H) por grupos hidroxilo (-OH) en los hidrocarburos saturados o no saturados.
Los alcoholes son el grupo de compuestos químicos que resultan de la sustitución de uno o varios átomos de hidrógeno (H) por grupos hidroxilo (-OH) en los hidrocarburos saturados o no saturados.
Ppt sobre S. Arrhenius y su aporte con la Teoría de disociación electrolítica, y su influencia en la electrólisis, propiedades electrolíticas y teoría ácido base
Instrucciones del procedimiento para la oferta y la gestión conjunta del proceso de admisión a los centros públicos de primer ciclo de educación infantil de Pamplona para el curso 2024-2025.
2. 2
Características
ÁCIDOS: BASES:
Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo.
Son corrosivos para la Suaves al tacto pero
piel. corrosivos con la piel.
Enrojecen ciertos Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales. colorantes vegetales.
Disuelven sustancias Precipitan sustancias
Atacan a los metales disueltas por ácidos.
desprendiendo H2. Disuelven grasas.
Pierden sus Pierden sus
propiedades al propiedades al
reaccionar con bases. reaccionar con ácidos.
3. 3
Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
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–.
4. 4
Disociación
ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa) → A– + H+
Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+
H SO (en disolución acuosa) →SO 2– + 2 H+
2 4 4
BASES:
BOH (en disolución acuosa) → B + + OH–
Ejemplo:
NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–
5. 5
Neutralización
Seproduce al reaccionar un ácido con
una base por formación de agua:
H+ + OH– —→ H2O
Elanión que se disoció del ácido y el
catión que se disoció de la base quedan
en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
6. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.
7. 7
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
cuando una base captura H+ se
– H+
convierte en su “ácido conjugado”. –)
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A
+ H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
– H+
8. 8
Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
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:
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido
pues cede H+ al NH3 que se transforma en
NH4+ (ácido conjugado)
9. 9
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”.
10. 10
Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l) → H3O+(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
H2O formando un enlace covalente coordinado
(H3O+).
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque contiene
un átomo (de N) capaz de aportar un par de
electrones en la formación del enlace covalente
coordinado (NH4+).
11. 11
Teoría de Lewis (cont.)
De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3
pueden actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H
| | | |
Cl H Cl H
12. 12
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 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac)
[H3O+] · [OH–]
Kc = ——————
[H2O]2
Como [H2O] es constante por tratarse de
un líquido, llamaremos Kw = Kc · [H2O]2
Kw = [H3O + ] × [OH - ]
conocido como “producto iónico del
13. 13
Concepto de pH.
El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura:
———–
[H3O ] = [OH ] = √ 10 M2 = 10–7 M
+ – –14
Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7
pH = − log [H3 O+ ]
M:
pH = – log 10–7 = 7
14. 14
Tipos de disoluciones
Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7
Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7
Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–]
luego si [H3O+] aumenta (disociación de un
ácido), entonces [OH–] debe disminuir
para que el producto de ambas
concentraciones continúe valiendo 10–14
M2
15. 15
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Zumo de Leche Agua mar
limón Cerveza Sangre Amoniaco
Agua destilada
16. 16
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico
al de pH:
pOH = − log [OH− ]
Como Kw = [H3O ] · [OH ] = 10 M2
+ – –14
Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
para una temperatura de 25ºC.
17. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
17
12,6. ¿Cual será la [OH–] y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
pH = – log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce
que: [H3O+] = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2
entonces:
KW 10–14 M2
[OH–] = ——— = —————— = 0,04 M
[H3O+] 2,5 · 10–13 M
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 =
14
18. Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico
18
(Marzo 97)
(Marzo 97) 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) ms ms
% = —— x 100 = ——— x 100 ⇒
mdn Vdn x d
ms %xd 20 x 1,2 g
conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/
Vdn 100 10–3 L x 100
ns ms conc(g/L) 240 g/L
Molaridad = —— = ——— = ———— =
————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L
+ –3
21. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
21
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 HCO3– + OH– CO32– + H2O
es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
El HCl proporciona H+ a la disolución:
HCl (ac) → H+ + Cl–
por lo que HCO3– + H+ H2CO3 (CO2 + H2O)
es decir, el ión HCO3– actúa como base.
base
22. 22
Fuerza de ácidos.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de un ácido HA depende de
la constante de equilibrio:
HA + H2O A– + H3O+
[A–] · [H3O+] [A–] · [H3O+]
Kc = —————— ⇒ Kc · [H2O] = ——————
[HA] · [H2O] [HA]
[ A − ] × [ H3O + ] constante de
K C × [ H 2O ] = = K a ⇐ disociación
[HA] (K acidez)
23. 23
Fuerza de ácidos (cont.).
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuerte y estará disociado
casi en su totalidad.
Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
24. 24
Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por
ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O CO32– + H3O+
[HCO3– ] · [H3O+] [CO32– ] · [H3O+]
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
[H2CO3] [HCO3– ]
K
a1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
La constantes sucesivas siempre van
disminuyendo.
25. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez
25
del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8
y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los
iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución
de H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 0 0
c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
[H2 PO4 ] × [H3O + ]
−
x2
K a1 = = = 7,5 × 10 −3 M
[H3 PO4 ] 0,08 − x
⇒ x = 0,021
[H2 PO4 ] = [H3O + ] = 0,021 M
−
26. 26
Equilibrio 2: H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021
c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 +
y
[HPO4 − ] × [H3O + ] y × (0,021 + y ) 0,021y
2
Ka2 = −
= ; = 6,2 × 10−8 M
[H2 PO4 ] 0,021 − y 0,021
⇒ y = 6,2 x 10–8 M
[HPO4 − ] = 6,2 × 10 −8 M
2
Equilibrio 3: HPO42– + H2O PO43– + H3O+
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
[H3 PO4 ] × [H3O + ] z × (0,021 + z ) 0,021 z
K ⇒=z = 6,5 x 210–19 M
a2 = ; = 2,2 × 10 −13 M
[HPO4 − ] 6,2 × 10 −8 − z 6,2 × 10 −8
[PO4 − ] = 6,5 × 10 −19 M
3
27. 27
Fuerza de bases.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de una base BOH depende
de la constante de equilibrio:
B + H2O BH+ + OH–
[BH+] x [OH–] [BH+] x [OH–]
Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O] = ——————
[B] x [H2O] [B]
[BH + ] × [OH − ]
KC × [H 2 O ] = = Kb ⇐ (K basicidad)
[B ]
28. 28
Fuerza de ácidos y bases (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o
pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
29. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una
29
disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb
(25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio: NH3 + H2O NH4+ + OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
[NH4+] x [OH–] x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
[NH3] 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
30. 30
Relación entre Ka y Kb
conjugada
Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua:
A– + H2O HA + OH–
[A–] x [H3O+] [HA] x
[OH ] –
Ka = —————— ; Kb = ——————
[HA] [A–]
[A–] x [H3O+] x [HA] x [OH–]
Ka x Kb = ———————————— = KW
[HA] x [A–]
31. 31
Relación entre Ka y Kb
conjugada (cont.).
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)
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 (Kh).
32. 32
Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka 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– + H2O HCN + OH–
KW 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5
M
Ka 4,9 x 10–10 M
33. Relación entre la constante33
y el grado de disociación “α”
En la disociación de un ácido o una base
[ A− ] × [H3O + ] cα × cα cα 2
Ka = = =
Igualmente: [HA] c (1 - α ) 1 − α
cα 2
Kb =
En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c
1− α
o Kb/c < 10–4), α se desprecia frente a 1 con lo
que: Ka = c α2 (Kb = c α2 )
De donde:
Ka Kb
α= α=
c c
34. Problema de tiene un de pH
Problema de de 5,6. a) Razone si el ácido y su
Selectividad
Selectividad base conjugada
34
(Marzo 98)
serán fuertes o débiles. b) Calcule la
(Marzo 98)
constante de disociación del ácido (Ka). c) Cal-cule, si
es posible, la constante de basicidad del ion borato
(Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se
mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de
hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base
conjugada se obtendrá?
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M
α =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4
lo que significa que está disociado en un 0,025 %
luego se trata de un ácido débil. Su base
conjugada, BO2–, será pues, relativamente fuerte.
b) Ka = c x α2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10
c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5
d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M
35. Problema matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
Problema
Selectividad 35
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
Selectividad
(Junio 98)
(Junio 98)
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 ·10-5 M
α = —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
36. Problema matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
Problema
Selectividad
Selectividad
36
(Junio 98) concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
(Junio 98)
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
b) n (H3O+) 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 [H3O+] = 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
37. 37
Hidrólisis de sales
Esla 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):
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Hidrólisis
básica (de un anión):
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
38. 38
Tiposprocedan el catión y el anión de un ácido o una
Según
de hidrólisis.
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: NH4Cl
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
39. 39
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 H2O NaOH + H3O+
Cl– + H2O HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda.
40. 40
Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO–
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:
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
41. 41
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
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:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
42. 42
Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
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.
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+)
43. Ejemplo: Sabiendo que43Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
Lareacción de hidrólisis será:
CN– + H2O HCN + OH–
[HCN] · [OH–] KW
Kh(CN–) = —————— = ——————
=
[CN–] 4,0 · 10–10 M
1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M
4,0 · 10–10 M
44. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
44
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
CN– + H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0
Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01 α 0,01 α
[HCN] x [OH–] (0,01 α)2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = ——————
[CN–] 0,01(1–α) M
Despreciando α frente a 1, se obtiene que α
= 0,05
KW 10–14 M2
[H3O+] = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
[OH–] 0,01 M x 0,05
pH = – log [H3O+] = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
45. Problema de
Problema de
Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios
Selectividadcorrespondientes,
Selectividad si los pH de las disoluciones que se
45
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o
(Septiembre 98)
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
básico
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + 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
neutro
NO3 ni el catión Na+ reaccionan con agua
–
por proceder el primero del HNO3 y del
NaOH el segundo, ambos electrolitos
fuertes.
46. Problema de
Problema de
Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios
Selectividadcorrespondientes,
Selectividad si los pH de las disoluciones que se
46
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o
(Septiembre 98)
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
ácido
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el
SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4
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)
47. 47
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.
Disolucionesde base débil + sal de dicha base
débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
49. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
49
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.
El
acetato está totalmente disociado:
CH3–COONa → CH3–COO– + Na+
Elácido acético se encuentra en equilibrio con
su base conjugada (acetato):
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,2 0,2 0
ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
50. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
50
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
[CH3–COO– ] · [H3O+] (0,2+x) · x
M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
[CH3–COOH] (0,2 – x) M
De donde se deduce que:
x = [H3O+] = 1,8 · 10–5 M
pH = – log [H3O+] = 4,74
51. Indicadores de pH
53
(ácido- base)
Son sustancias que cambian de color al pasar
de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O In– + H3O+
forma ácida forma básica
El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
[In–] · [H3O+] [HIn]
Ka = —————— ⇒ [ H3O+ ] = Ka · ———
[HIn] [In–]
pH = pK + log [In–] / [HIn] = pK ± 1
a a
52. 54
Algunos indicadores de pH
Color forma Color forma Zona de
Indicador
ácida básica viraje (pH)
Violeta de
Amarillo Violeta 0-2
metilo
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
Rojo Amarillo 4-6
metilo
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
53. 55
Valoraciones ácido-base
Valorares 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.
54. 56
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
pH
12
10
8 Zona de viraje fenolftaleína
6
4
2
20 40 60 V NaOH(ml)
55. 57
Valoraciones ácido-base.
La neutralización de un ácido/base con una
base/ácido de concentración conocida se
consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).
La reacción de neutralización puede escribirse:
b HaA + a B(OH)b → BaAb + a·b H2O
En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra
disociada, por lo que la única reacción es:
H3O+ + OH– → 2 H2O
n(ácido) x a = n(base) x b
56. Simulación 58
Valoraciones ácido-base
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración
expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
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.
57. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
59
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Vídeo 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2
De donde:
25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M
100 ml x 2
[H2SO4] = 0,75 M
Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N
Nácido = 1,5 N ⇒ Mácido= Nácido/2 = 0,75 M
58. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
60
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del
cálculo estequiométrico, pues conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2 M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3
————— = ——————
n(H2SO4) 50 mmoles
n(H2SO4) = 75 mmol
n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M
V(H2SO4) 100 ml