pH = 7

Propiedades ácido- base de
soluciones de sales en agua
Hidrólisis
• Las sales se disocian completamente (electrolitos fuertes)
• Las propiedades ácido- base de las sales dependerán de
la posibilidad de que el catión y/o el anión de la sal puedan
sufrir hidrólisis.
Hidrólisis: reacción con el agua que pueden sufrir un
anión o un catión
Caso 1: sal derivada de un ácido fuerte y una base fuerte
NaCl → Na+ + ClH3O+ + HO-
2 H2 O
HCl → H+ + Cl-
NaOH → Na+ + HOpH = 7
No hay hidrólisis
Caso 2: sal derivada de un ácido débil y una base fuerte
NaAc → Na+ + Ac2 H2 O
H3O+ + HO-
[H O ][Ac ]
=
+
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
Ka
3
[HAc ]
−
2 H2 O
Ac- + H3O+
Ac- + H2O
H3O+
+
HO-
HAc + H2O
HAc + HO-
K w = [H3O + ] [HO − ]
[HAc]
1
K=
=
−
+
[Ac ] [H3O ] K a
[HAc] [HO- ] K w
Kh =
=
Ka
[Ac ]
Kw
Kh =
Ka
Ac- + H2O
HAc + HO-
El anión hidroliza
[HAc] [HO- ]
Kh =
[Ac - ]
pH > 7
Caso 3: sal derivada de un ácido fuerte y una base débil
NH4Cl → NH4+ + Cl2 H2O
H3O+ + HO-
[
NH ][HO ]
=
+
NH3 + H2O
NH4+ + HO-
Kb
4
[NH3 ]
−
2 H2O
NH4+
+
HO-
NH4+ + H2O
H3O+ + HONH3 + H2O
NH3 + H3O+
Kh =
NH4+ + H2O
[NH3 ]
1
K=
=
+
−
[NH4 ] [HO ] K b
[NH3 ] [H3O + ] K w
Kh =
=
+
Kb
[NH4 ]
Kw
Kb
NH3 + H3O+
El catión hidroliza
K w = [H3O + ] [HO − ]
pH < 7
[NH3 ] [H3O + ]
Kh =
[NH+4 ]
Caso 4a: sal derivada de un ácido débil y una base débil
NH4NO2 → NH4+ + NO2NH4+ + H2O
NO2- + H2O
NH3 + H3O+
HNO2 + HO-
Kb = 1.8 x 10-5
+
[NH
]
[H
O
] Kw
3
3
K bh =
=
+
Kb
[NH4 ]
−
[HNO
]
[HO
] Kw
2
K ha =
=
−
Ka
[NO 2 ]
Ka = 4.5 x 10-4
Predomina la hidrólisis del catión
pH < 7
Caso 4b: sal derivada de un ácido débil y una base débil
NH4CN → NH4+ + CNNH4+ + H2O
CN- + H2O
NH3 + H3O+
HCN + HOKb = 1.8 x 10-5
+
[NH
]
[H
O
] Kw
b
3
3
Kh =
=
+
Kb
[NH4 ]
−
[HCN]
[HO
] Kw
a
Kh =
=
−
Ka
[CN ]
Ka = 4.9 x 10-10
Predomina la hidrólisis del anión
pH > 7
Problema:
Indique si las soluciones de las siguientes sales tendrán
pH ácido, neutro o básico:
KCl, KF, NH4NO3, NH4CN, AcNH4
Ka (HF) = 3,5 x 10-4 ; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 ; Ka (HCN) = 4,9 x 10-10 ; Ka
(AcH) = 1,8 x 10-5
Ejemplos:
a) Calcule el pH y el grado de hidrólisis de una solución de
NH4Cl 0,1 M. Kb = 1.8 x 10-5
b) Calcule el pH y el grado de hidrólisis de una solución de
NaAc 0,1 M. Ka = 1.8 x 10-5
pH de soluciones de sales de ácidos dipróticos
Ácido débil H2A:
H2A + H2O
HA- + H2O
HA- + H3O+
A-2 + H3O+
Ka1
Ka2
Si tenemos una solución de la sal Na(HA):
HA- + H2O
HA- + H2O
A-2 + H3O+
H2A + HO-
Ka2
Kh1= Kw / Ka1
Si Ka2 > Kh1 ⇒ la solución tendrá pH < 7 (ácida)
Si Ka2 < Kh1 ⇒ la solución tendrá pH > 7 (básica)
Ejemplo:
¿Cómo será el pH de una solución de NaHS (mayor, menor
o igual a 7)?
Ka1: 9,5 x 10-8 ; Ka2 : 1,0 x 10-19
HS- + H2O
HS- + H2O
S-2 + H3O+
H2S + HO-
Ka2
Kh1= Kw / Ka1
Ka2 = 1,0 x 10-19
Kh1= Kw / Ka1 = 1,1 x 10-7
Como Ka2 < Kh1 ⇒ la solución tendrá pH > 7 (básica)
Soluciones amortiguadoras, reguladoras o buffers
Están formadas por:
1) Una solución de un ácido débil y de la sal de su base
conjugada (en concentraciones similares)
Ejs.: AcH / Ac- ; H2PO4- / HPO4-2 ; HNO2 / NO22) Una solución de una base débil y de la sal de su ácido
conjugado (en concentraciones similares)
Ej.: NH3 / NH4+
Una solución amortiguadora resiste el agregado de pequeñas
cantidades de HO- y H+ sin que el pH cambie de manera
apreciable.
Ej.: NaAc y HAc
NaAc → Na+ + AcAc- + H2O
HAc + H2O
HAc + HOH3O+ + Ac-
Si agrego HO-: el equilibrio se desplaza a la derecha
Si agrego H+: el equilibrio se desplaza a la izquierda
pH de un buffer
H3O+ + A-
HA + H2O
[H3O + ] [ A − ]
Ka =
[HA]
K a [HA ]
[H3O ] =
[A - ]
+
[HA]
− log [H3O ] = − log K a − log −
[A ]
+
[A - ]
pH = pK a + log
[HA]
pH = pK a + log
[sal]
[ácido]
base
conjugada
del ácido
EFECTO DE ION COMUN
[sal]inicial
pH ≈ pK a + log
[ácido]inicial
ecuación de
HendersonHasselbalch
El buffer tiene su máxima capacidad cuando [A-] = [AH]
a) Calcular el pH de una solución 0.2 M de HAc y 0.3 M de
NaAc. Ka = 1.8 x 10-5.
0,3
pH = − log(1,8 x10 ) + log
= 4,92
0,2
−5
b) ¿Cuál sería el pH de la solución de HAc si la sal no
estuviera presente?
Calcule el pH de la solución resultante si ahora a 100 ml
de la solución buffer se le agregan:
a) 10 mL de HCl 0.1 M
b) 10 mL de NaOH 0.1 M
c) 10 mL de H2O
Solución reguladora:
pH = − log(1,8 x10 −5 ) + log
0,3
= 4,92
0,2
a) + 10 mL HCl 0,1 M
moles de HAc iniciales: n(HAc) = 0,02
moles de Ac- iniciales: n(Ac-) = 0,03
moles de H+ agregados: n(H+) = 0,001
Al restablecerse el equilibrio:
moles de HAc: n(HAc) = 0,02 + 0,001 = 0,021
moles de Ac-: n(Ac-) = 0,03 – 0,001=0,029
0,029
pH = − log(1,8 x10 ) + log
= 4,88
0,021
−5
b) + 10 mL NaOH 0,1 M
moles de HAc iniciales: n(HAc) = 0,02
moles de Ac- iniciales: n(Ac-) = 0,03
moles de HO- agregados: n(HO-) = 0,001
Al restablecerse el equilibrio:
moles de HAc: n(HAc) = 0,02 - 0,001 = 0,019
moles de Ac-: n(Ac-) = 0,03 + 0,001=0,031
pH = − log(1,8 x10 −5 ) + log
0,031
= 4,96
0,019
Ácido
débil
Base
conjugada
Solución reguladora
después del
agregado de OH-
Ácido
débil
Base
conjugada
Solución
reguladora
original
Ácido
débil
Base
conjugada
Solución reguladora
después del
agregado de H+
¿Cuál será el pH de la solución resultante si a 100 ml de
agua se le agregan:
a) 10 ml de HCl 0.1 M?
b) 10 ml de NaOH 0.1 M?
Indicadores ácido - base
- Pueden considerarse como ácidos orgánicos débiles
- Sus formas ácida y básica poseen diferentes colores
In- + H+
InH
color 1
color 2
[
In ] [H ]
K=
−
[InH]
+
El cambio de coloración sufrido
por el indicador depende del
cambio de pH del medio
pH
070_NaturalIndica.mov
7
8,5
9,4
9,8
12
fenolftaleína (8,3 - 10,0)
HIn (incoloro)
In- (rosa)
]
[H ] = K [[InH
In ]
+
InH
In-
color 1
color 2
+
H+
−
[
InH]
pH = pK − log
[In ]
−
Es suficiente con que la relación de concentraciones de InH
e In- sea de 1/10 (o 10/1) para que un color predomine
sobre el otro
Si [InH] = [In-]
pH = pK
Si [InH]/ [In-] > 10
pH < pK – 1
color 1
Si [InH]/ [In-] < 10
pH > pK + 1
color 2
Indicador
Amarillo
Amarillo de alizarina-R
Violeta
Azul
Incoloro
Timolftaleína
Fenolftaleína
Incoloro
Azul de timol
(rango básico)
Amarillo
Rojo
Amarillo
Rojo de fenol
Azul de bromotimol
Rojo
Naranja de metilo
Azul de bromofenol
Azul de timol
Rojo
(rango ácido)
Amarillo
Rojo
Azul
Azul-violeta
Amarillo
Amarillo
Violeta
Amarillo
Amarillo-naranja
Rojo
Amarillo
Violeta de metilo
Azul
Amarillo
Rojo de metilo
Verde de bromocresol
Rojo
Amarillo
Rojo de clorofenol
Azul
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
Fenolftaleína
Indicadores ácido base naturales
pH=7
pH=10
pH=3
pH=13
pH=1
070_NaturalIndica.mov
pH
Básica
1 L de sc de NaOH 0,001 M
con azul de bromotimol
1 L de sc de HCl 0,001 M
con azul de bromotimol
Ácida
1 L de agua a pH = 7
con azul de bromotimol
La mejor manera de medir el pH es con un pHímetro
Titulación ácido- base. Reacción de neutralización
BOH
AH + BOH → AB + H2O
H+ + HO- → H2O
AH
K = 1 /Kw = 1014
Las reacciones de neutralización son completas, aunque
se trate de ácidos o bases débiles.
Curvas de titulación
A medida que se agrega el
titulante desde bureta cambia
el pH en el erlenmeyer
Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte
Base
fuerte
El pH en el
punto de
equivalencia
es igual a 7
punto de
equivalencia
Ácido
fuerte
Volumen agregado de base
Rango de pH, amarillo de alizarina-R
Rango de pH, fenolftaleína
Punto de equivalencia
Rango de pH, azul de bromotimol
Rango de pH, rojo de metilo
Rango de pH, azul de bromofenol
Rango de pH, azul de timol
Volumen de solución
Titulación de un ácido débil con una base fuerte
Base
fuerte
punto de
equivalencia
buffer
El pH en el
punto de
equivalencia
es mayor a 7
Ácido
débil
Volumen agregado de base
Punto de equivalencia
Rango de pH, fenolftaleína
Rango de pH, rojo de metilo
Volumen de solución
Punto de equivalencia
Rango de pH, amarillo fenolftaleína
Punto de equivalencia
Rango de pH, rojo de metilo
Volumen de NaOH 0,100 M agregado
Titulación de una base fuerte con un ácido fuerte
El pH en el
punto de
equivalencia
es igual a 7
punto de
equivalencia
Titulación de una base débil con un ácido fuerte
El pH en el
punto de
equivalencia
es menor
que 7
buffer
punto de
equivalencia
ácido