ÁCIDOS Y BASES

Características

ÁCIDOS: • Tienen sabor agrio. • Son corrosivos para la

piel. • Enrojecen ciertos

colorantes vegetales. • Disuelven sustancias • Atacan a los metales

desprendiendo H2. • 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.

1.- Definición de Arrhenius

• Publica en 1887 su teoría de disociació ió ica .

– 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–.

Disociación

• ÁCIDOS: • HA (en disolución acuosa) H++A–

• Ejemplos: – HCl (en disolución acuosa) H+ + Cl–

– H2SO4 (en disolución acuosa) 2 H+ + SO42–

• BASES: • BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

• Ejemplo: – NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

Neutralización

• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:

• H+ + OH– — H2O

• El anión 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–)

2.- Teoría de Brönsted-Lowry.

• ÁCIDOS:

• “usta cia ue e disolució cede H+ .

• BASES:

• “usta cia ue e disolució acepta H+ .

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 cuando una base captura

H+ se co vie te e su ácido conjugado .

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+

– H+

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)

3.- Teoría de Lewis

ÁCIDOS:

• “usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de aceptar un par de electrones y fo a u e lace covale te coo di ado .

BASES:

• “usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de aportar un par de electrones para fo a u e lace covale te coo di ado .

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

+).

Teoría de Lewis

• Así , 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–AlN–H | | | | Cl H Cl H

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 = —————— H2O2

• Como H2O es constante por tratarse de un líquido puro, llamaremos Kw = Kc · H2O2

• co ocido co o producto iónico del agua

[ ]×[ ] -w 3K H O OH

Escala de pH

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– = 10–14 M2 = 10–7 M • Se denomina pH a:

• Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7

M: • pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

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

Fuerza de ácidos

• 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

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 CO3

2– + H3O+

HCO3– · H3O+ CO3

2– · H3O+ Ka1 = ———————— Ka2 = ———————

H2CO3 HCO3–

• Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M

• La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

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

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B (K basicidad)

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.

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una 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

Calcule el pH de una disolución 0,5 M de HF (Ka=7,1·10-4).

HF(ac) H+(ac) + F-

(ac)

En equilibrio existen: HF, H+ y F-

HF(ac) H+(ac) + F-

(ac)

Inicio (M) 0,5 0 0

Equilibrio(M) 0,5-x x x

Ka = (x)(x) / (0,5 –x) = x2 / (0,5 –x)

Aproximación del cálculo: A veces la ecuación de 2º grado se puede simplificar. Cuando la Ka es suficientemente pequeña, x es despreciable frente a Co : 0,5-x 0,5

Ka = x2 / (0,5 –x) x2 / (0,5)

X = 1,9·10-2 M, pH = 1,72.

En general la aproximación es justificada si:

C0 / K > 400

[HA]0/Ka > 400

Para el ejemplo anterior:

[HA]inic/Ka = 0,5 / 7,1·10-4 = 704 > 400

se puede apro i ar

Si la concentración inicial de HF es 0,05 M, esta aproximación es valida?.

[HA]inic/Ka = 0,05/7,1·10-4 = 70,4 < 400

No se justifica, por lo tanto hay que resolver la ecuación de 2º grado.

HF(ac) H+(ac) + F-

(ac)

Inicio (M) 0,05 0 0

Equilibrio(M) 0,05-x x x

Ka = x2 / (0,05 –x)

x2 + 7,1·10-4x -3,6·10-5 = O

x1= 5,6·10-3 M y x2 = -6,4·10-3 M (físicamente imposible).

x = [H+] = 5,6·10-3 M

pH= 2,25

PARA LAS BASES: Calcule el pH de una disolución 0,01 M de NH3 (Kb= 1,8x10-5).

NH3(ac)+ H2O NH4+(ac) + OH- (ac)

Equilibrio 0,01 – x x x

Kb = [NH4+][OH-] / [NH3]

Kb = X2 / (0,01 –X)

¿Aproximación?: Cb/Kb = 0,01/1,8x10-5 = 555,6 > 400 (es posible)

Kb X2 / (0,01)

X = [OH] = (1,8·10-5·0,01) = 4,24·10-4 M;

pOH = 3 ,37

pH = 14 - 3,37

pH = 10,63.

EJERCICIOS:

1-Calcular el pH de la disolución obtenida al diluir 10 ml de una disolución de hidróxido sódico 2 M con agua, hasta un volumen final de 250 ml. R:12.9

2.- Calcule el pH de 50 ml de amoniaco 0.500 M. Kb= 1,81.10-5. R:11,48

3.- Se desea saber el pH aproximado de una disolución acuosa de amoniaco, 0,150 M si la constante de ionización del NH3 es 1,75 x 10-5 R:11,21

4.- Se forma una disolución adicionando 50 ml de agua destilada a 150 ml de una disolución 0,1 M de amoniaco. Calcular el pH de la nueva disolución. DATOS: Kb NH3 = 1,8 x 10-5 . R:11,07

TAREA: ¿Qué es el porcentaje de

ionización?¿Cómo se calcula?