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Tema 8.-Equilibrios ácido-base en disolución acuosa.
Definición de Brønsted-Lowry
Un ácido es una especie capaz de ceder iones hidrógeno a otra sustancia.
Una base es una especie capaz de aceptar iones hidrógeno de otra.
Reacciones ácido-base: transferencia de protones.
Ácidos Fuertes: Electrólitos fuertes, disociación ≈ 100% (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4).
HCl(ac) + H2O(l)
Cl–(ac) + H3O+(ac)
Ácidos Débiles: Electrólitos débiles, estado final de equilibrio (HF, HCN, H2S, HNO2, CH3COOH).
CH3COOH(ac) + H2O(l)
CH3HCOO–(ac)
+ H3
O+(ac)
[H3O+][HCOO-]
Keq=Ka=
[HCOOH]
Bases Fuertes: (MOH donde M=Grupo 1A y M(OH)2 donde M=Ca,Ba)
NaOH(s) + H2O(l)
Na+(ac) +OH-(ac) + H2O(l)
Bases Débiles: Kb (NH3, CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N, C5H5N)
NH3(ac) + H2O(l)
NH4
+(ac)
+
OH-(ac)
[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]
Escribe los productos de las siguientes reacciones y especifica el carácter ácido/base en reactivos y
productos.
NH4+ + CO32–
NO2- + H2O
Autoionización del agua y concepto de pH
Producto iónico del agua, Kw:
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(ac) + OH-(ac)
Keq= Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 (25°C)
¡¡Cualquier disolución acuosa a 25°C debe cumplir: [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14 !!
En el caso de agua pura: [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-14 = 1,0 x 10 -7 M ( 25°C)
¿Qué porcentaje de disociación existe en una muestra de agua pura?
Acidez y basicidad de las disoluciones acuosas:
Disolución neutra: [H3O+] = [OH-] = 1,0 10 -7 M
Disolución neutra: pH = 7
Disolución ácida: [H3O+] > [OH-] ⇒ [H3O+] >1,0 10-7 M
Disolución ácida: pH < 7
Disolución básica: [H3O+] < [OH-] ⇒ [OH-] >1,0 10-7 M
Disolución básica: pH > 7
Operador matemático “p”: p(f(x))=-log(f(x)) ⇒ pH = -log [H3O+]
[H3O+][OH-] = 1,0 10-14
pOH = -log [OH-] -log([H O+][OH-]) = -log(1,0 10-14)
3
pKa = -logKa
pH + pOH = 14
Medida experimental del pH
Papel indicador
pH-metro:
Calcula el pH de una disolución de clorhídrico 0,1 M a) teniendo en cuenta la
disociación del agua y b) sin tener en cuenta la disociación del agua.
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(ac) + OH-(ac)
HCl(ac) + H2O(l)
H3O+(ac) + Cl-(ac)
Calcula el pH y el porcentaje de disociación de una disolución de amoníaco 0,1M.
Calcula el pH de una disolución de clorhídrico 1,3 M. Calcula el pH de una
disolución de sosa 1,3 M.
Acidos polipróticos: H2SO4, H3PO4, H2CO3, etc.
H3PO4 + H2O
H3O+ + H2PO4-
Ka1 = 7.1 10-3
H2PO4- + H2O
H3O+ + HPO42-
Ka2 = 6.3 10-8
HPO42- + H2O
H3O+ + PO43-
Ka3 = 4.2 10-13
La quinina, un fármaco contra el paludismo, C20H24O2N2, es una base diprótica y su solubilidad en
agua es de 1,00g/1900mL de disolución. Escribe las ecuaciones correspondientes a los equilibrios.
Sabiendo que pKb1=6,0 y pKb2=9,8 calcula el pH de una disolución acuosa saturada de quinina.
De forma general en los equilibrios polipróticos, las concentraciones de las sustancias, están
determinadas por el equilibrio que aporta la mayor disociación (mayor valor de Keq).
Propiedades ácido-base de las sales iónicas en disolución.
Disolución acuosa de cloruro de amonio: sal totalmente soluble.
NH4+ (ac) + Cl- (ac)
c0
c0
NH4Cl (s)
c0
H3O+(ac) + NH3(ac)
x
x
NH4+(ac) + H2O(l)
c0 - x
NH3(ac) + H2O(l)
Kb(NH3)=
K=Ka(NH4+)=
[NH3] [H3
[NH4+]
=
[NH3]
=
[NH3] [H3O+]
x2
c0 - x
[NH4+] [OH-]
[NH4+] Kw
pH
O +]
NH4+(ac) + OH-(ac)
[NH4+] [OH-] [H3O+]
=
[NH3] [H3O+]
=
KW
Ka(NH4+)
Pares conjugados ácido/base: Kw = Ka. Kb
Disolución acuosa de acetato de sodio: sal totalmente soluble.
La constante Ka para el ácido acético vale 1,8 10-5. En una disolución 0,1 M de acetato sódico calcula
a) la constante de basicidad del ión acetato, b) la extensión en que este ión se hidroliza y c) el pH de
la disolución.
NaCH3CO2
CH3CO2- + Na+
Ácidos y bases fuertes (bases y ácidos
conjugados de fuerza despreciable)
HCl(ac) + H2O (l)
HNO3(ac) + H2O (l)
NaOH (s)
conjugados?
H3O+ (ac) + Cl- (ac)
H3O+ (ac) + NO3- (ac)
Na+
(ac) +
OH-
Ácidos y bases débiles ¿cómo son sus
(ac)
F- (ac) + H2O (l)
CN- (ac) + H2O (l)
OH- (ac) + HF (ac)
OH- (ac) + HCN (ac)
Disoluciones reguladoras
Una disolución reguladora, tampón, amortiguadora o buffer es una disolución capaz de mantener
un pH practicamente constante a pesar de la adición de ácidos o bases fuertes.
Una disolución reguladora debe contener:
Un ácido o una base débil y
la sal de dicho ácido o base
¿Cuáles de los siguientes sistemas son disoluciones
reguladoras? (a) KF/HF (b) KBr/HBr (c) Na2CO3/NaHCO3
Supongamos una disolución conteniendo acetato de sodio y ácido acético en concentraciones
c1 y c2 respectivamente.
Todas las especies presentes
CH3COONa (s)
Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
tendrán las concentraciones
c1
c1
necesarias para que:
+
+
AcH H
CH3COOH (ac)
H (ac) + CH3COO (ac)
[H+] [Ac-]
Ac
= Ka
c2 – x
x
x
Na+
[AcH]
1).- Despreciando la disociación del agua: [H+]eq ≈ [H+]AcH = x
2).- [Ac-]eq=[Ac-]AcNa + [Ac-]AcH= c1 + x≈ c1
Ka =
3).- [AcH]eq= c2 - x≈ c2
[x] [c1+x]
[c2-x]
[H+] [sal]
[x] [c1]
=
[c2]
=
[ácido]
A 25mL de una disolución de ácido acético le añades una disolución de sosa 0,1M. ¿Cuál es la
concentración del ácido si consumes 25mL de sosa para que la reacción sea completa.
¿Qué valor de pH se debe medir antes de comenzar la valoración, después de añadir 20mL de sosa y
después de añadir 25 mL de sosa? Ka (AcH)=1.8 10-5
CH3COOH (ac) + NaOH (ac)
CH3COONa (ac) + H2O (l)
Disolución reguladora:
CH3COONa (ac)
CH3COOH (ac) + H2O (l)
CH3COO- (ac) + Na+(ac)
CH3COO- (ac) +H+ (ac)
¿Cómo funcionan las disoluciones reguladoras?
Esta presente un ácido (AcH) ⇒ pueden neutralizar la adición de bases.
Esta presente una base (Ac-) ⇒ pueden neutralizar la adición de ácidos.
Ej: se añade una disolución de ácido.
H+ (ac) + Ac- (ac)
AcH(ac)
1
Keq =
= 5,6 104
Ka (AcH)
Si la cantidad de ácido añadida no es muy alta será totalmente consumido. Las nuevas concentraciones de
acetato y acético deben reestablecer el equilibrio.
Ej: se añade una disolución de base
OH-(ac)
+ AcH(ac)
Ac-(ac)+H
2O(l)
Keq =
1
Kb (Ac-)
=
Ka (AcH)
KW
=1,8 109
La base añadida totalmente consumida. Las nuevas concentraciones de acetato y acético deben reestablecer
el equilibrio.
Calcular el pH de una disolución reguladora formada por cloruro amónico y amoniaco cuyas
concentraciones son 0,1 M (Kb = 1,77 10-5).
Calcula el cambio de pH al añadir 0.01 moles de ácido nítrico a un litro de la
disolución anterior.
∆pH=0,09 unidades
Valoraciones o volumetrías
Técnica analítica cuantitativa para la determinación experimental de concentraciones.
Una disolución de concentración conocida, se añade gradualmente a otra disolución de
concentración desconocida hasta que la reacción química entre ellas es completa.
Punto de equivalencia –punto final de la valoración, la reacción es completa.
Indicador – sustancia que cambia de color en el punto de equivalencia.
Valoración ácido-base: adición de un ácido (o base) de concentración conocida a un volumen
de base (o ácido) de concentración desconocida, hasta alcanzar el punto de equivalencia.
Bureta (volumen conocido de disolución de
concentración conocida).
Indicador ácido-base.
Erlenmeyer (volumen conocido de disolución de
concentración desconocida + gotas de indicador).
Calcula la concentración de una disolución de ácido clorhídrico, sabiendo que al valorar 50 mL de la
misma, se consumen 25 mL de disolución de sosa 0,2M.
¿Qué valor de pH debo medir antes de comenzar la valoración, en el punto de equivalencia y después
de añadir 50 mL de la base?
Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
NaOH(ac) + HCl(ac)
H2O(l) + NaCl(ac)
Para observar el punto de equivalencia ¿podrías usar un indicador ácido base con viraje entre
valores de pH de 4,0 y 9,0?
¾ Revisa el ejercicio de la transparencia 9. Se trata de una valoración de ácido débil con base fuerte.