Àcido Base

Equilibrio ácido base

Propiedades químicas de los ácidos y las bases

Propiedades de los ácidos : Ø Poseen un sabor agrio. Ø Colorean de rojo el papel de tornasol. Ø Sus disoluciones conducen la electricidad. (escala de acidez).

Ø Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con algunos metales.

Hierro, Zinc y Magnesio en HCl 0,10 M

baterías de autos ácido sulfúrico

En productos de limpieza, jugos gástricos, etc Ácido clorhídrico

En los cítricos Ácido ascórbico y cítrico

En la aspirina Ácido acetil salicílico

En el vinagre Acido acético

Producto Ácido

Productos Ácidos de uso diario

Propiedades de las bases o álcalis:

Tienen un sabor amargo . Ø Colorean de azul el papel de tornasol. Ø Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad.

Ø Reaccionan con los ácidos para formar sal más agua.

En productos para destapar cañerías Hidróxido de sodio

En los productos farmacéuticos antiácidos

Hidróxidos de Ca, Mg y/o Al.

En los limpiadores de ropa comunes amoníaco (base)

Producto Base Productos Básicos de uso diario

Ácidos y bases de Brönsted - Lowrry

Definición de ácido

Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra especie.

HCl (ac) + H 2 O (l) → H 3 O + (ac) + Cl (ac)

HAc (ac) + H 2 O (l) ↔ H 3 O + (ac) + Ac (ac)

H + (ac) + H 2 O (l) → H 3 O + (ac)

Definición de base

Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra especie.

NH 3(ac) + H 2 O (l) ↔ NH 4 + (ac) + OH (ac)

Par ácidobase conjugado

En un equilibrio ácidobase, ambas reacciones la directa y la inversa comprenden transferencia de protones.

NH 3(ac) + H 2 O (l) ↔ NH 4 + (ac) + OH (ac) base 2 ácido 1 ácido 2 base 1

H H + +

¿Qué es un par ácido base conjugado? Es un ácido y su base que solo difieren en la presencia o ausencia de un protón. Ejemplo

NH 4 +1 (ac) / NH 3(ac) H 2 O (l) / OH 1 (ac)

1. Complete las siguientes reacciones ácidobase, identificando cada una de las especies y los pares ácido base conjugados

a) HBr + …….. → ………. + H 3 O +

b) …….. + H 2 O ↔ NO 2 + ……….

c) HCl + NH 3 → ………. + ……….

d) C 6 H 5 NH 3 + + H 2 O ↔ ……… + ...……..

e) CH 3 NH 2 + ……. ↔ ……… + OH

2. ¿Cuál (es) de los siguientes pares de sustancias, son pares ácidobase conjugado?

I. H 3 O + / OH

II. C 6 H 5 NH 3 + / C 6 H 5 NH 2 III. H NO 3 / NO 3

IV. H 3 O + / H 2 O a) sólo I b) sólo II c) sólo IV d) II y III e) II, III y IV

3. De los siguientes enunciados es son verdaderos:

a) Sí, una especie acepta H + es un ácido.

b) El ión OH – es la base conjugada del H 3 O + .

c) Sí, en una reacción química se transfieren protones, es una reacción ácidobase.

Observemos el comportamiento del agua en algunas reacciones.

HCl (ac) + H 2 O (l) → Cl (ac) + H 3 O + (ac) ……… 1 …… 2 ……. 1 ……… 2

H 2 O (l) + NH 3(ac) ↔ OH (ac) + NH 4 + (ac) …….. 1 …….. 2 ……. 1 …….. 2

¿Qué papel cumple el agua?

Ø El H 2 O se comporta como …. ……… en la reacción con el HCl.

Ø El H 2 O se comporta como …. …….. en la reacción con el NH 3 .

Algunas sustancias pueden actuar como ácido en unas situaciones o como bases en otras, estas especies reciben el nombre de Anfolitos o anfóteros ácidobase.

Auto ionización del Agua

El H 2 O actúa como donador o como aceptor de un protón. La transferencia de protones entre moléculas de agua se llama auto ionización.

H 2 O (l) + H 2 O (l) ↔ H 3 O + (ac) + OH (ac) La constante de equilibrio para este sistema se define como: K w

Constante de equilibrio

K W = [H 3 O + ][OH ]

K w tiene un valor de 1,0 x 10 – 14 a 25 ºC.

[ H 3 O + ] = [OH ] = 1,0 x 10 – 7

¿Qué sucede si al agua se le agrega :

a) Un ácido ?

b) Una base ?

Si, se le agrega un ácido

Ø La [H 3 O + ] debe aumentar por sobre 1,0*10 7 Ø El producto [H 3 O+] [OH ] debe mantenerse en 1,0*10 14 Ø La [OH ] desciende a un valor < que 1,0*10 7

Ej. HNO 3 + H 2 O → H 3 O + + NO 3

HAc + H 2 O ↔ H 3 O + + Ac

Si, se le agrega una Base

Ø La [OH ] debe aumentar por encima de 1,0*10 7 Ø El producto [H 3 O + ] [OH ] debe mantenerse en 1,0*10 14 Ø La [H 3 O + ] desciende a un valor < que 1,0*10 7

Ej. NaOH → Na+ + OH

Sí, en una disolución :

1. [ H 3 O + ] = [OH ] es neutra

2. [ H 3 O + ] >> [OH ] es ácida

3. [ H 3 O + ] << [OH ] es básica A medida que aumenta la concentración de uno de ellos disminuye la del otro y su producto permanece constante e igual a K w = 1,0x10 14 .

La escala de pH.

El pH se define como el menos logaritmo en base diez de la concentración de protones.

pH = log [ H 3 O + ] De donde se puede despejar la:

[ H 3 O + ] = antilog pH

El pOH se define como el menos logaritmo en base diez de la concentración de OH .

pOH = log [ OH ] [ OH ] = antilog pOH

El pK w se define como el menos logaritmo en base diez de la constante K w .

pK W = log K W = 14 K W = antilog pK W

¿Cómo se obtiene la escala de pH?

A partir de la expresión de su K W : K W = [H 3 O + ] [OH ] /log

log K w = log [H 3 O + ] log [OH ] pK w = pH + pOH 14 = pH + pOH

Escala de pH

Si:

1. [ H 3 O + ] = [OH ] la disolución es neutra el pH = 7

2. [ H 3 O + ] >> [OH ] la disolución es ácida el 0 ≤ pH < 7

3. [ H 3 O + ] << [OH ] la disolución es básica el 7 < pH ≤ 14

Escala de pH y sustancias de uso común

Ejemplos

1. La concentración de H 3 O + en una disolución es de 1,5 * 10 13 M. a) Determine la concentración de OH , el pH y el pOH. b) La disolución ¿es ácida o básica?

Para algunos productos cotidianos

1*10 11

[OH ]

13,5 Limpiadores de cañerías

3,5 Leche de magnesia 8,4 Sal de frutas

8,0 Orina humana 4,2 Tomates

Bebidas Carbonatadas

2,0 Jugos gástricos pOH [H 3 O + ] pH Producto

2 Complete la siguiente tabla

Fuerza de ácidos y bases

Estas especies en disolución acuosa se pueden clasificar en:

Acidos Acidos

Fuertes Fuertes D Dé ébiles biles

Bases Bases

Fuertes Fuertes D Dé ébiles biles

ACIDO FUERTE

Estos ácidos son electrolitos fuertes; reaccionan con el H 2 O para formar H 3 O + (ac) y no quedan especies sin disociar de este en la disolución.

K a >>> 1,0 HNO 3(ac) + H 2 O (l) → NO 3 (ac) + H 3 O + (ac)

Ejemplo : HCl es un ácido …….. luego su base conjugada (Cl ) es una base ……. . Esta base no aceptará un protón del agua.

En general los aniones que provienen de ácidos fuertes no aceptan protones del agua: Ej:Cl , I , Br , NO 3 , ClO 3 , ClO 4 , HSO 4 .

Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de K a .

K a >>> 1 Acido fuerte (→)

BASES FUERTES

Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos 1A y 2A .

NaOH → Na + + OH

Si, la base es fuerte el equilibrio estará desplazado hacia la derecha

K b >>> 1 Base fuerte (→)

¿Como se mide la Fuerza de ácidos y bases débiles?

Por medio de : Ø La constante de equilibrio. Ø El % de ionización o disociación. Bajo un 5% se considera al ácido o la base muy débil.

EQUILIBRIO ACIDOS Y BASES DEBILES

Son equlibrios entre una especie química disuelta y no disociada y sus partes disociadas, por lo tanto, la disociación es parcial.

Ej. Acido débil: HX(ac) + H 2 O ↔ H 3 O + + X

Base débil: B + H 2 O ↔ BH + + OH

Ka <<< 1 Acido débil (↔) Kb <<< 1 Base débil (↔)

Así, para un ácido débil genérico HA en disolución se produce la reacción reversible

HA + H 2 O ↔ A (ac) + H 3 O + (ac)

la constante Ka de disociación o acidez del ácido vendrá dada por:

K a = [ H 3 O + ] [ A ] [ HA ]

Y la expresión del % de ionización es: %I = [ H 3 O + ] eq x 100

[ HA ] inicial

Análogamente se tendrá para una base genérica B:

B + H 2 O ↔ BH + (ac) + OH (ac) la constante de disociación o constante de basicidad será, en este caso

K b = [ BH + ] [ OH ] [ B ]

Y la expresión del % de ionización es: %I= [ OH ] eq * 100

[ B ] inicial

Cálculos en disoluciones de ácidos fuertes

1. Se prepara una disolución acuosa de HI . K a >>> 1.

a) Escribir la ec. Química correspondiente.

b) Indicar ¿Qué especies se encuentran en esta disolución acuosa?.

2. Se preparan 250 mL de una disolución que contiene 3,97 g de HNO 3 . (M.M = 63,0 g/mol) Ka>>>1,0

a) Escribir la ec. Química correspondiente.

b) Identifique los pares ácidobase conjugados

c) Calcular la concentración Molar de H 3 O + y OH .

d) Determinar el pH de la disolución.

Cálculos relacionados con bases fuertes

1.. Determine la concentración de [H 3 O + ], [OH ], pH y pOH de disolución acuosa 0,25 M de las siguientes bases: a) KOH K b >>1,0 b) Ca(OH) 2 K b >>1,0 2. Si, el pH de una disolución acuosa de Ca(OH) 2 es 11,5. Determine la concentración de [H 3 O + ] y [OH ] de esta disolución.

Acidos Débiles Hay que tener presente que cuanto menor sea el valor de Ka, más débil será el ácido. Para valores de K ≅ 10 4 el valor de x es despreciable.

Muchos ácidos orgánicos son débiles y su disociación es:

RCOOH + H 2 O ↔ RCOO + H 3 O +

CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS DÉBILES A 25°C

4,5 × 10 4 HNO 2 Ácido nitroso

3,5 × 10 8 HClO Ácido hipocloroso

1,7 × 10 4 HCOOH Ácido fórmico

6,8 × 10 4 HF Ácido fluorhídrico

4,9 × 10 10 HCN Ácido cianhídrico

5,9 × 10 10 H 3 BO 3 Ácido bórico

6,3 × 10 5 H(C 7 H 5 O 2 ) Ácido benzoico

1,8 × 10 5 CH 3 COOH Ácido acético K a Fórmula Nombre

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE BASES DEBILES

1,7 * 10 9 C 5 H 5 N Piridina

1,3 * 10 6 H 2 NNH 2 Hidracina

4,3 * 10 10 C 6 H 5 NH 2 Anilina

5,4 * 10 4 (CH 3 ) 2 NH Dimetilamina

6,4 * 10 4 C 2 H 5 NH 2 Etilamina

1,8 * 10 5 NH 3 Amoniaco

Kb Fórmula Nombre

Cálculo en disoluciones de ácidos débiles

Calcular: a) la concentración de todas las especies b) el pH c) el % de ionización de una disolución que es 0.10 M en ácido acético, HAc. Ka = 1.8 x 10 5 .

Cálculos en disoluciones de bases débiles

1.En la etiqueta de un blanqueador amoniacal dice pH 11,5; de acuerdo a esta información, Calcule: a) pOH b) la concentración de todas las especie c) el % de ionización, una vez alcanzado el equilibrio. K bNH3 = 1,78 x 10 5.

Determinación de K a y K b

a) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el pH o pOH.

b) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el % de ionización.

Si, el % de ionización es bajo el 5%, el valor de x, es despreciable.

Ejemplos

1. ¿Cuál es el valor de la K a del ácido acético si, una disolución 0,10M de este ácido, está ionizado en 1,3 %?

2. Determinar el valor de K b del amoniaco, si el pH de una disolución 0,10 M de NH 3 es 11,13.

H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H 2 PO 4

H 2 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + HPO 4 2

HPO 4 2 + H 2 O ↔ H 3 O + + PO 4 3

Ácido fosfórico: Acido triprótico.

K a = 7.1x10 3

K a = 6.3x10 8

K a = 4.2x10 13

Ácidos polipróticos

pH de Sales

Las propiedades ácido básicas de las disoluciones de sales se deben al comportamiento de sus aniones y cationes al reaccionar con agua para generar H 3 O + (ac) y/o OH (ac) . A este tipo de reacción se le denomina hidrólisis.

Tipos de disoluciones salinas

Disoluciones de acuerdo al pH Disoluciones de acuerdo al pH

Neutras Neutras Á Ácidas cidas

B Bá ásicas sicas

El pH de una solución acuosa de una sal

se puede predecir cualitativamente

considerando el catión y el anión que lo

forman.

Ø Las sales que se forman cuando reaccionan bases fuertes y ácidos fuertes, ni los cationes, ni los aniones se hidrolizan, luego el pH de la disolución es 7, es neutra.

Ejemplo : NaCl, KNO 3 , CaBr 2, etc

Ø En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido débil el anión hidroliza para producir OH , luego el pH de la disolución es mayor que 7, básica.

Ejemplo : NaAc, Ba(Ac) 2, KNO 2

Ø En las sales que derivan de bases débil y un ácido fuerte el catión se hidroliza para producir H + , luego el pH de la disolución es menor que 7, es ácida. Ejemplo : NH 4 Cl, CH 3 NH 3 Cl.

Disoluciones Tampones, buffers, Reguladoras, Amortiguadoras

Son disoluciones que regulan el pH evitando cambios bruscos de pH, en una disolución cuando se agrega un ácido fuerte o una base fuerte.

Tipos de disoluciones buffers, amortiguadoras o Tampón.

Soluciones constituidas por :

a) Un ácido débil y su base conjugada en forma de sal.

Ej. : Acido acético HAc / acetato de sodio NaAc

b) Una base débil y su acido conjugado en forma de sal.

Ej.: amoníaco NH 3 /cloruro de amonio NH 4 Cl.

Calculo del pH en disoluciones buffers.

HA (ac) + H 2 O ↔ A (ac) + H 3 O + (ac)

Se conoce la [ HA ]i y de [ A ]i, al despejar la [ H 3 O + ] de Ka es :

[ H 3 O + ] = K a x [HA] [ A ]

Luego el: pH = log [ H 3 O + ]

Sistemas reguladores a diferentes valores de pH:

HAc / AC pH=5 (pK a = 4,74)

H 2 CO 3 / HCO 3 pH=6 (pK a = 6,36)

Ión NH 4 + / NH 3 pH=9 (pK a = 9,25)

HCO 3 / CO 3 2 pH=10 (pK a = 10,32)

Efecto de la adición de H + y OH sobre los sistemas reguladores

D. reguladora después de la adición del ácido

Adición de ácido

Adición de base

D. reguladora después de la adición de la base

D. Reguladora con [acido] = [base conjugada]

1. Un litro de solución buffers contiene 0.50 M de ácido acético y 0.45 M de Acetato de sodio.

K a = 1,8 x 10 5 Calcular el pH de esta disolución.

2.. Determinar el pH si, a la disolución anterior, se le agregan:

n 1,0 x 10 2 moles de NaOH. n 1,0 x 10 2 moles de HCl.

Escriba las ecuaciones químicas correspondientes.

3. a) Determine el pH para 1,0 L de una disolución 0,12 M en NH 3 y 0,12 M en NH 4 Cl. K a NH 4 + = 5,6 x 10 10

b) Determine el pH si se añade: n 1,0 x 10 2 moles de NaOH. n 1,0 x 10 2 moles de HCl.

4. Determine el pH de 100 mL de una disolución buffers que es 0,15 M en HAc y 0,20 M en NaAc , antes y despúes de agregar : K a = 1,8 x 10 5

a) 10,0 mL de HCl 0,10 M. b) 10,0 mL de NaOH 0,10 M.

Considerar la variación de volumen.

Reacciones de neutralización

En general son reacciones entre un ácido y una base, las cuales se pueden clasificar según el tipo de especie que participe, sean estas fuertes o débiles.

Tipos de Reacciones de neutralización

a) Acido fuerte – base fuerte.

b) Acido Débil – base fuerte.

a) Base Débil – Acido fuerte.

Acido fuerte con base fuerte.

Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo : HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H 2 O (l)

Ecuación Iónica : H + + OH → H 2 O

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) :

n H 3 O + = n OH

entonces el pH = 7 (neutro)

Ø Antes del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad del ácido fuerte que queda en la disolución.

Ø Después del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad en exceso de la base fuerte agregada.

Ejemplo

1. Si, a 20 mL de una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan :

a) 10 mL. de NaOH 0,10 M. b) 20 mL. de NaOH 0,10 M. c) 30 mL. de NaOH 0,10 M.

Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte.

Neutralización Ac. fuerte con Base fuerte

Acido débil con base fuerte

Cuando un ácido débil reacciona con una base fuerte también se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo :

HAc (ac) + NaOH (ac) → NaAc (ac) + H 2 O (l)

Ecuación Iónica : HAc + OH → Ac + H 2 O


nH 3 O + = nOH

entonces el pH > 7, (básico), dependerá de la hidrólisis de la base conjugada, proveniente de la sal formada.

Ø Antes del punto equivalente el pH dependerá de la formación de una disolución buffers.

Ø Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de la base fuerte agregada.

Ejemplo

1. Si, a 20 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan :

a) 10 mL. de NaOH 0,10 M. b) 20 mL. de NaOH 0,10 M. c) 30 mL. de NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte. K aHAc = 1,8x10 5 , KbAc= 5,6x10 10

Neutralización Ac. débil con Base fuerte

Base Débil con ácido fuerte.

Cuando una base débil reacciona con un ácido fuerte se forma la sal correspondiente . Ejemplo :

NH 3 (ac) + HCl (ac) → NH 4 Cl (ac)

Ec. Iónica neta: NH 3 (ac) + H + (ac) → NH 4 + (ac)


nH 3 O + = nNH 3

entonces el pH <7 (ácido), ya que, dependerá de la hidrólisis del ión NH 4 + presente en la disolución.

Ø Antes del punto equivalente el pH dependerá de la formación de una disolución buffers.

Ø Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de ácido fuerte agregado.

Ejemplo

1. Si, a 20 mL. de una disolución 0,10 M de NH 3 , se le agregan :

a) 10 mL. de HCl 0,10 M. b) 20 mL. de HCl 0,10 M. c) 30 mL. de HCl 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar el ácido fuerte. Kb NH3 = 1,8x10 5 Ka NH4+ = 5,6 x 10 10

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