REACCIONES ACIDO- BASE
Profesor: Mauricio Cruz Jerez
REACCIONES ACIDO- BASE
Ácidos:
- Son sustancias de sabor agrio.
- Reaccionan con los metales liberando H2.
- Cambian el color de los indicadores que se
utilizan para reconocerlos.
- Algunos son corrosivos Ej: H2SO4, HCl, H2SO4
- Reaccionan con las bases neutralizándose.
Bases:
- Son sustancias químicas opuestas a las ácidos.
- Poseen sabor amargo.
- Son resbaladizas al tacto
- Cambian el color de los indicadores.
- Algunas son corrosivas Ej:NaOH
Reaccionan con los ácidos neutralizándose.
Indicadores
• Son sustancias químicas que cambian de color
según la acidez o basicidad de las sustancias
con que toman contacto.
• Ej : - Fenolftaleína: reconoce sustancias
básicas.
- Papel pH reconoce ácidos y bases
- Azul de timol, anaranjado de metilo, violeta de
metilo, azul de bromofenol.
Indicadores
Indicadores
¿Cómo funciona un indicador como la fenolftaleína?
Como se explico en clases
es un equilibrio que cumple la ley de Le Chatelier
1
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
Ej.
HCl → H+ (aq) + Cl− (aq)
HX
H+ (aq) + X- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da
OH−
Ej.
NaOH→ Na+ (aq) + OH− (aq)
MOH
M + (aq) + OH- (aq)
1903
Tercer premio Nobel
de Química
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
HCl (ac)
H+
+ Cl-
1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq)
ácido
base
ácido
base
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Ventajas
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Sustancia anfótera
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq)
(puede actuar como
ácido o como base)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Acido base según Brönsted y Lowry
Actividad
• Identifica los ácidos y bases y sus conjugados
de las siguientes ecuaciones
Neutralización
• Se produce cuando reacciona un ácido con
una base, formando nuevas sustancias.
• Se forma sal y agua
HCl + NaOH
NaCl + H2O
Ácido + Base
Sal + agua
Ácido fuerte
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio
Ácido débil
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio
15.4
Concepto y escala de pH
Según la IUPAC:
“ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón”
Sörensen (1929)
pH = - log a H3O+ = - log H3O+
pOH = - log OH–
H3O+ = 10 - pH
OH– = 10 -pOH
pH + pOH = pKW
Escala de pH
pH disolución
1,00 M en H3O+
ÁCIDO
Escala de 14 unidades a 25 ºC
7
NEUTRO
pH disolución
1,00 M en OHBÁSICO
Escala de pH
• Cálculo de pH para ácidos y
bases fuertes
¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
Inicial 0.002 M
HNO3 (ac) + H2O (l)
0.0 M
Final
0.0 M
0.0 M
H3O+ (ac) + NO3- (ac)
0.002 M 0.002 M
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?
Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Inicial 0.018 M
Ba(OH)2 (s)
0.0 M
Final
0.0 M
0.0 M
Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
0.018 M 0.036 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
15.4
• Cálculo de pH para ácidos y
bases débiles
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya
Ka es 5.7 x 10-4?
HA (aq)
H+ (aq) + A- (aq)
Inicial(M)
0.122
0.00
0.00
Cambio(M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio(M)
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
Ka ≈
x2
= 5.7 x 10-4
0.122
0.0083 M
x 100% = 6.8%
0.122 M
Ka << 1
0.122 – x ≈ 0.122
x2 = 6.95 x 10-5
Cuando despreciamos x por pequeña se
considra un x menor al 5%
x = 0.0083 M
Más que 5%
Aproximación
no válida
15.5
Como la aproximación no es válida calculemos la ecuación cuadrática:
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
ax2 + bx + c =0
x = 0.0081
HA (ac)
x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
-b ± √b2 – 4ac
x=
2a
x = - 0.0081
H+ (ac) + A- (ac)
Inicial(M)
0.122
0.00
0.00
Cambio(M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio(M)
[H+] = x = 0.0081 M
pH = -log[H+] = 2.09
15.5
Nosotros
usaremos
la aproximación
del x pequeño
Y calcularemos los pH
con las fórmulas
vistas en clases