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Ácido-base
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INTRODUCCIÓN
Antiguamente, y hoy en día también, se caracterizaban los ácidos por:
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a) Su sabor agrio (ac. cítrico, vinagre,...).
9
b) La coloración roja dada al papel de tornasol.
9
c) Su acción picante sobre la piel.
análogamente las bases por:
9
a) Su sabor amargo.
9
b) Su untuosidad al tacto (lejía).
9
c) La coloración azul dada al papel de tornasol.
Lógicamente con estas características sólo se podía saber si una sustancia era ácida o básica, pero no
se distinguía la fuerza de éstos.
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9 Teoría de Arrhenius(1880-1890)
9
Los ácidos como sustancias que al disolverlas en agua liberan protones,
9
Las bases eran sustancias que al disolverlas en agua liberan iones OH-.
Como podemos observar, a la vista de tales definiciones, los iones OH- y los protones H+ eran los responsables de las
características de las bases y ácidos respectivamente. De este modo, cuando se ponen en contacto un ácido y una base
ocurre una proceso de neutralización que origina la formación de agua:
H+ + OH-
H2O
Sin embargo, la teoría de Arrhenius, aunque hoy en día se sigue utilizando en algunos aspectos, tiene algunos defectos:
1.
Arrhenius consideraba como único disolvente el agua.
2.
Existen sustancias como el NH3 que a pesar de no tener grupos OH- es capaz de comportarse como base:
NH3 + HCl
NH4+ + Cl-
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9 Teoría de Bronted-Lowry
Bronted-Lowry ampliaron el concepto de ácido y base dado por Arrhenius y definieron
9
una sustancia ácida como aquella capaz de ceder un protón y
9
una sustancia básica como aquella capaz de aceptar un protón.
HCl + H2O
Acido 1
Base 2
H3O+ + ClAcido 2
Base 1
Así, el par HCl/Cl- se le denomina ácido-base conjugado, es decir:
1.- ACIDO 1- BASE 1 : Par ácido-base conjugado.
2.- BASE 2- ACIDO 2: Otro par ácido -base conjugado.
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9 Teoría de Bronted-Lowry
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Ejemplos
CO3 2- + H2O
HCO 3-
Base 1
Acido 1
Acido 2
HCl + NH3
Acido 1
Base 2
NH4+
Acido 2
+ OHBase 2
+
ClBase 1
Efectivamente, a través de estos ejemplos, se puede comprobar la ampliación del concepto
ácido-base dado inicialmente por Arrhenius. Podemos ver que un ácido será tanto más fuerte
cuanta mayor tendencia tenga a ceder protones (análogo al concepto de Arrhenius), sin
embargo, hay que mencionar que la tendencia a la cesión de protones no va a depender sólo
del propio ácido sino que dependerá también de la base que tenga en frente
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9 Teoría de Bronted-Lowry
Así, el HCl en agua es un ácido fuerte y se disocia de la siguiente forma:
HCl + H2O
ác. fuerte
H3O+
Cl-
+
base conj. débil
Pero cuando el HCl se encuentra como disolvente al ácido acético, ya no es un ácido
tan fuerte, es decir, no tiene tanta tendencia a ceder protones
HCl + CH3-COOH
CH3COOH2+ + Cl-
Incluso podemos decir que ácidos muy conocidos como el HNO3 cuando se encuentran
frente a ácidos como el HF, actúan como bases. Así pues:
HF + HNO3
F- + H2NO3+
Nosotros vamos a estudiar fundamentalmente las reacciones ácido-base en medio acuoso
sin embargo, hoy en dia las reacciones ácido-base son importantes en cualquier tipo de
disolvente (Q. orgánica).
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9 Fuerza de ácidos y bases.Constantes de acidez y basicidad
Ya hemos visto la definición de ácidos y bases dadas por Bronsted y Lowry. Supongamos pues un ácido HA y una base B- que en disolución acuosa se disocian de la siguiente forma:
A- + H3O+
HA + H2O
B- + H2O
BH + OH-
El primer equilibrio de disociación se caracteriza por una cte que llamaremos Ka y
que es igual a:
A-
H 3 O+
HA
H2 O
Ka =
donde la concentración de agua no se suele incluirse en las ctes Ka o Kb.
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9 Fuerza de ácidos y bases.Constantes de acidez y basicidad
análogamente para la base, tenemos:
Kb =
OH -
BH
B-
donde Ka y Kb son las ctes de acidez y basicidad respectivamente. Dichas ctes miden
la fuerza de ácidos y base ya que si tenemos dos ácidos, y uno tiene una cte de ácidez
mayor que el otro, indicará que el más ácido es el que tiene la Ka mayor. Veamoslo:
A-
H 3 O+
HA
H2 O
Ka =
Si Ka aumenta, indica que la concentración de protones aumenta, es decir, que el ácido
tiene más tendencia a ceder protones y, por tanto, es más fuerte. Lo mismo sucederá con
las bases.
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9 Fuerza de ácidos y bases.Constantes de acidez y basicidad
Hay ácidos que tienen más de un protón que pueden ceder y, por tanto, presentaran
varias ctes de acidez, Así tenemos:
H3PO4
H+
H2PO4-
H+
HPO4-2
H+
+
H2PO4-
+
HPO4-2
+
PO4-3
Ka 1 =
Ka 2 =
Ka 3 =
H+
H 2 PO4 H 3 PO4
H+
HPO 4 -2
H 2 PO 4 -
H+
HPO4 -3
H 2 PO4 -2
La ctes de ácidez tienen los siguientes valores:
Ka1 = 7,5*10-3 : Ka2 = 6,2*10-8 : Ka3 = 1*10-12
Como podemos ver Ka1 > Ka2 > Ka3 , lo que nos indica que la concentración de protones
liberada por el ácido corresponderá prácticamente en su totalidad a la primera disociación.
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9 Fuerza de ácidos y bases.Constantes de acidez y basicidad
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Ejemplos de ctes de acidez
CH3COOH + H2O
HCOOH + H2O
ClCH2COOH + H2O
H2S + H2O
H3O+ + CH3COO-
Ka = 1,8*10-5
H3O+ + HCOO-
Ka = 1,8*10-4
H3O+ + ClCH2COO-
Ka = 1,4*10-3
H3O+ + HS-
Ka = 1,1*10-7
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9 Autoionización del agua
Según la definición de Bronsted-Lowry, el agua puede actuar como ácido y como base
dando lugar a un equilibrio de autoionización. Así:
H3O+ + OHH 2 O + H2 O
Acido 1 Base 2
Acido 2
Base 1
Dicho equilibrio se caracteriza por una cte, tal que:
K=
H 3 O+ OH
H2 O
2
En la mayoría de las reaccciones ácido-base la concentración de agua permanece cte y suele
incluirse en el valor de la cte de equilibrio.
K H2 O
2
=
H 3 O+
OH -
si consideramos que Kw = K H2O 2 , resulta que tenemos qu
que es la expresión del producto iónico del agua.
Kw =
H 3 O+
OH -
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9 Autoionización del agua
El valor del producto de las concentraciones varía muy poco con la temperatura y se
acostumbra a tomarlo como
Kw =
H 3 O+
OH-
= 10
-14
a 25º C y
= mol/l
Se puede encontrar una relación muy interesante entre las ctes de acidez y basicidad de un par ácido
base y el producto iónico del agua. Sea pues:
H 3 O+
AKa =
HA
OH-
AH
Kb =
A
-
HA
A- + H 2 O
Multiplicando las dos expresiones anteriores, tenemos:
Ka * Kb = Kw
A- + H3O+
AH + OH-
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9 Autoionización del agua
El equilibrio de autoionización no es exclusivo del agua líquida, pues existen otras
sustancias líquidas que también lo presentan. Así, tenemos:
2 NH3
2 H2SO4
NH2- + NH4+
HSO4- + H3SO4+
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9 Clasificación de las disoluciones. Escala de pH
Ya hemos visto que el agua pura se encuentra disociada en iones y, aunque, aparentemente no debiera
conducir la corriente eléctrica (aislante), resulta que cuando se hacen medidas de conductividad con
aparatos muy sensibles, el agua conduce la corriente en pequeña proporción. Por esto el producto
iónico es de 10-14 .
Según el equilibrio planteado anteriormente, una molécula de agua libera igual nº de protones que de
grupos OH-, por tanto si la concentración de protones y grupos hidroxilo es la misma y además:
Kw =
H 3 O+
H 3 O+
=
OH
OH -
-
= 10-14
= 10
-7
Si al agua pura le añadimos protones resulta que aumenta la H3O+ y para que el producto
iónico se siga manteniendo cte ha de disminuir la concentración de grupos OH- . Análogamente
si la concentración de OH- aumenta, tiene que disminuir la concentración de protones. Por tanto,
tenemos un criterio para la clasificación de las disoluciones
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9 Clasificación de las disoluciones. Escala de pH
disolución neutra
H 3 O+
Si
H 3 O+
>
OH-
disolución ácida
Si
H 3 O+
<
OH-
disolución básica
= OH
-
-7
Si
= 10
H 3 O+
H 3 O+
> 10
-7
< 10
-7
Con la idea de trabajar con números más sencillos, Sorensen introdujo la escala de pH. Lo
definió como:
pH = - log
H 3 O+
De este modo podemos clasificar las disoluciones en función del pH. Así, tenemos:
1.
Disolución básica:
pH > 7
2.
Disolución neutra:
pH = 7
3.
Disolución ácida:
pH < 7
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9 Clasificación de las disoluciones. Escala de pH
Por otra parte, tal y como hemos definido el pH, se pueden definir el pKa, pKw, pOH,
pKb. De esta manera y partiendo de la expresión:
Kw =
H 3 O+
OH -
= 10-14
podemos deducir que:
pH + pOH = 14 (1)
pues si tomamos logaritmos decimales y cambiamos de signo tenemos:
- log
H 3 O+
- log
OH -
= 14
que es equivalente a (1).
El pH es una medida importante ya que muchas reacciones químicas, tanto en el laboratorio
como en los organismos vivos, dependen del mismo.
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9 Medida del pH. Indicadores
La medida del pH exacta se puede realizar mediante aparatos denominados pH-metro
Sin embargo, en muchos casos basta con medidas aproximadas y, entonces, hacemos uso de los
indicadores de pH.
Los indicadores normalmente son sustancias orgánicas que presentan dos estructuras, que
tienen color diferente según se encuentren en medio ácido o básico.Estos indicadores, además,
se comportan como ácidos o bases débiles. Como ejemplo vamos a representar la estructura del
Rojo de Fenol.
OH
OH
-
O3 S
C
O
+ H 2O
H 3 O+
+ -O3 S
C
O
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9 Medida del pH. Indicadores
Esquemáticamente:
HI n + H2 O
KI =
H3O
+
In
H3 O+
H3 O+
HIn
>>
In -
Dón roja
H 3 O+
HIn
<<
In -
Dón amarilla
-
HIn
+ In -
De todas formas, el ojo humano sólo puede detectar cambios de color cuando el cociente entre la concentración
de In- y HIn está comprendida entre 0.1 y 10. Por tanto:
In HIn
In HIn
In HIn
= 0.1
Dón roja
= 1
Dón Naranja
= 10
Dón amarilla
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9 Medida del pH. Indicadores
La concentración de protones correspondiente a estos cocientes es 10 KI, KI, 0.1 KI.
Esto nos permite deducir que los indicadores sólo cambian de color cuando se producen variaciones de pH
de aproximadamente 2 unidades, es decir:
pH = pKI ± 1
Ejemplos de indicadores:
Intervalo viraje
Cambio de color ácido-base
- Anaranjado de metilo
2.1- 4.4
rojo- amarillo
- Rojo de metilo
4.2- 6.3
rojo- amarillo
- Fenolftaleína
8.3- 10
incoloro- rojo
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9 Cálculo del pH.
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Acidos y bases fuertes: HCl, NaOH
Los ácidos y bases fuertes en disolución acuosa se hallan totalmente disociados.
HCl + H2O
H3O+ +
Cl-
NaOH + H2O
OH- +
Na+
Para la primera reacción, tenemos que el pH será:
pH = - log H 3 O+
pero como el ácido está totalmente disociado, resulta que la concentración de protones es igual que la del
ácido inicial, luego:
pH = - log
Acido
o
para una base
pOH = - log
y como pH + pOH = 14 ;
Base
o
pH = 14 - pOH
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9 Cálculo del pH.
9
Acidos y bases débiles
Los ácidos y las bases débiles en disolución acuosa se encuentran parcialmente disociados, es decir,
existirá equilibrio.
Supongamos un ácido débil como el acético cuya cte de acidez es 1.8*10-5. ¿ Cuál será el pH de una dón
0.1 M de CH3COOH ?.
a) Planteamiento del equilibrio.
CH3COOH
C(1- α)
Ka =
CH3COO- + H+
Cα
Cα
CH 3 COO-
CH 3 COOH
sustituyendo, tenemos:
Ka =
H 3 O+
Cα
2
1- α
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9 Cálculo del pH.
9
Acidos y bases débiles
Cuando las ctes de acidez o basicidad son del orden de 10-5 o menores, resulta que a se puede despreciar
frente a 1, luego:
; α=
Ka = Cα2
Ka/C
¿ Cuál será la concentración de protones ?.
H 3 O+
= Cα = C*
Ka/C
sustituyendo en la expresión de pH, tenemos:
pH = 1/2 ( pKa - log C )
para los datos de nuestro problema
pH = 1/2 ( 4.75 + 1 ) = 2.88
NOTA: Para una base débil el problema se resolverá de la misma forma.
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9 Hidrólisis.Cálculo del pH
Hay sales que siendo neutras, y por tanto debieran tener pH = 7, presentan características
ácidas o básicas cuando se disuelven en agua. ¿ A qué es debido esto ?
NH4Cl
NH4+ + Cl-
pero los iones pueden reaccionar con el agua de acuerdo con la definición de Bronsted y Lowry. Así
pues:
NH4+ + H2O
Cl-
+ H2O
NH3 + H3O+
HCl + OH-
El último equilibrio en realidad no es tal, lo podemos ver por la representación pues sólo hay una flecha,
es decir, la reacción está desplazada hacia el miembro que presenta el ácido y la base más débiles.
A la vista de esto podemos decir que sales neutras (NH4Cl) al disolverlas en agua pueden dar cáracter
ácido o básico a la disolución, ya que sus iones pueden reaccionar.
¿ Qué iones reaccionarán ?. Puesto que el cloruro de amonio es una sal que proviene de ácido debil y
ácido fuerte, podemos concluir que sólo reaccionarán los iones que provienen de ácidos o bases débiles.
En nuestro caso el ión amonio.
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9 Hidrólisis.Cálculo del pH
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Tipos de hidrólisis
a) Sales de ácido fuerte y base fuerte: NaCl
Na+ + Cl-
NaCl + H2O
Cl- + H2O
HCl + OH-
Na+ + H2O
NaOH + H+
b) Sales de ácido fuerte y base débil: NH4Cl
NH4Cl
NH4+ + H2O
NH4+ + ClNH3 + H3O+
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9 Hidrólisis.Cálculo del pH
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Tipos de hidrólisis
c) Sales de ácido débil y base fuerte: NaCH3COO
NaCH3COO
CH3COO- + H2O
Na+ + CH3COOCH3COOH + OH-
d) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO
NH4CH3COO
NH4+ + CH3COO-
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
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9 Hidrólisis.Cálculo del pH
d) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO
El valor dependerá de la fuerza relativa del ácido y la base.
El equilibrio de hidrólisis total será:
NH4+ + CH3COO- + H2O
NH3 + CH3COOH + OH- + H3O+
[NH3] [CH3COOH]
C2 αh2
Kh = –––––––––––––––––––––––––– = ------------------[NH4+] [CH3COO-]
C2(1-αh)
-
Ka =
CH 3 COO
+
H3 O
CH 3 COOH
(1)
[NH4+] [OH-]
Kb = ––––––––––––––––
[NH3]
[NH4+] [CH3COO-]
Ka*Kb = ––––––––––––––––––––- [H3O+] [OH-]
[NH3] [CH3COOH]
Ka * Kb = Kw/ Kh
;
Kh = Kw/ Ka*Kb
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9 Hidrólisis.Cálculo del pH
d) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO
de (1) se deduce que:
αh = √Kh ; por otra parte, tomando el equilibrio del ión
acetato, tenemos:
C2αh2
Ka = Kw/Kb = –––------–––––––––– ; Cαh = Kw/Kb*√Kh
C(1-αh)
por tanto, la concentración de protones será:
[H3O+] = Cαh = 1/2 *( Kw*Ka/ Kb); así el pH será:
pH = 1/2 ( pKw + pKa - pKb)
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9 Disoluciones reguladoras.
Cuando al agua le añadimos H+ o OH- el pH varía considerablemente, sin
embargo, existe un tipo de disoluciones, denominadas reguladoras, que
permiten la adición de H+ u OH- sin que varie sensiblemente el pH.
Las disoluciones reguladoras están formadas por una sal de ácido débil y
un ácido débil o bien un sal de base débil y una base débil. Por ejemplo las
formadas por:
CH3COOH/NaCH3COO
y
NH4Cl/NH3.
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9 Disoluciones reguladoras.
Cálculo del pH.
NaCH3COO
Na+ + CH3COOKa =
CH3COOH
CH3COO-
+
H+
CH 3 COO-
H 3 O+
CH 3 COOH
Despejando la concentración de protones y tomando logaritmos decimales, obtenemos:
pH = pKa + log [ CH3COO-]/ [HCH3COO]
Las disoluciones tampones son extraordinariamente importantes en los organismos vivos
para controlar que el pH se mantenga constante. Así, el pH de la sangre tiene que ser cte
ya que variaciones de 0.3 unidades pueden ser fatales.
Naturaleza: Na2CO3/HCO3- ; Proteina/ Proteina-H+