Bloque VI.- Ácidos y Bases

BLOQUE VI
QUÍMICA 2º BACH
ÁCIDOS Y BASES
1. Concepto Ácido-Base
1.1.
Teoría de Arrhenius
Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al agua.
ÁCIDO: es toda sustancia que en disolución acuosa libera protones (iones H+).
Ejemplo:
HCl → H+ + Cl-
BASE: es toda sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo (OH-).
Ejemplo:
NaOH → Na+ + OH-
La teoría de Arrhenius explica las reacciones de neutralización como una reacción entre los
protones, H+, y los iones hidroxilo, OH-, para formar agua.
1.2.
Teoría de Brönsted y Lowry
Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al protón.
ÁCIDO: es toda sustancia capaz de ceder protones (iones oxonio, H3O+).
Ejemplo:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
BASE: es toda sustancia capaz de captar protones.
Ejemplo:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Según la teoría de Brönsted-Lowry los ácidos y las bases no actúan de forma aislada, sino
como reacciones ácido-base.
En la reacción identificamos los pares
+ ↔ + Ácido Base
Base C.
ácido-base conjugado y base-ácido
Ácido C.
conjugado.
1.3.
Teoría de Lewis
Una sustancia se considera ácido o base según su comportamiento frente al electrón.
ÁCIDO: es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones (e-).
BASE: es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones.
**
**
-
**
+
Na *O* H → Na +
●
●
**
-
**
O* ● H
**
→ H + Cl
**
**
+
*●
H *Cl
**
Ejemplo:
**
●
**
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2. Tipos de ácidos/bases
ÁCIDO FUERTE:
un ácido será tanto más fuerte cuanto más disociado está, es decir, cuanto
mayor sea la concentración de protones. (Ácido fuerte → [H3O+] ↑↑ → pH ↓↓)
•
Ácidos monopróticos: son ácidos que solo pueden ceder un protón. Ej. HCl, HNO3.
•
Ácidos polipróticos: son ácidos que pueden ceder más de un protón. Ej. H2SO4, H2CO3.
BASE FUERTE:
una base será tanto más fuerte cuanto más disociado está, es decir, cuanto
mayor sea la concentración de iones hidroxilo. (Base fuerte → [OH-] ↑↑ → pH ↑↑)
"Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada".
ÁCIDOS FUERTES
BASES FUERTES
HCl
HBr
HI
H2SO4
NaOH
KOH
LiOH
RbOH
HNO3
HClO3
HClO4
HMnO4
Ca(OH)2
Ba(OH)2
Mg(OH)2
Be(OH)2
3. Producto iónico del agua
Anfóteros: son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo del
medio en que se encuentren. Si el medio es ácido se comportan como base y viceversa.
El agua se disocia según el equilibrio:
↔ + El agua es una sustancia anfótera, puede actuar como ácido o como base.
El producto iónico del agua, Kw, viene dado por la siguiente expresión: = · Kw = 10-14 a 25ºC (varía en función de la temperatura: si Tª↓ → Kw↓)
= − ;
= −
;
14 = + ;10 = · CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN EL pH
DISOLUCIÓN
[H3O+] mol/L
[OH-] mol/L
pH
Neutra
10-7
10-7
7
Ácida
>10-7
<10-7
<7
Básica
<10-7
>10-7
>7
4. Grado de disociación, constantes de acidez y basicidad
Se llama grado de ionización/disociación, α, al tanto por uno de un ácido o base que se ioniza.
(También se puede expresar en tanto por cien).
=
!"##"$ "%#
!"##" ""&
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Habitualmente se expresan las cantidades en unidades de concentración (mol/L):
=
4.1.
'
()
(+,-./01-0+)
o bien =
'
()
· 100(%)
Constante de acidez
Un ácido (HA) en disolución acuosa se disocia según el siguiente equilibrio:
HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + A-(aq)
[]0:
C0
[]eq:
C0-X
CONSTANTE DE ACIDEZ
45 =
X
X
678 9: ;·<= 7<
Si Ka es muy elevada → Ácido fuerte, por lo que el equilibrio estará muy desplazado hacia los
productos.
Ácidos fuertes: α=1 o 100% y Ka muy grande (no medible). Ej. HCl, HNO3, H2SO4...
Ácidos débiles: α<1 o 100% y Ka medible. Ej. CH3COOH, HCOOH...
4.2.
Constante de basicidad
Una base (B) en disolución acuosa se disocia según el siguiente equilibrio:
B(aq) + H2O(l) ↔ HB+(aq) + OH-(aq)
[]0:
C0
[]eq:
C0-X
CONSTANTE DE BASICIDAD
X
4> =
X
67?: ;·97= ?
Si Kb es muy elevada → Base fuerte, por lo que el equilibrio estará muy desplazado hacia los
productos.
Bases fuertes: α=1 o 100% y Kb muy grande (no medible). Ej. NaOH, KOH...
Bases débiles: α<1 o 100% y Kb medible. Ej. NH3, N2H4...
De todo esto se deduce que:
· @ = A = − @ = −@
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5. Hidrólisis
Es una reacción ácido-base de Brönsted-Lowry dada por algún ión procedente de una sal, en la
que el agua actúa como ácido o como base. Dependiendo de la sal que se disuelva el pH será ácido,
básico, neutro. Podemos clasificarlas en cuatro tipos:
5.1.
Sal de ácido fuerte y base fuerte
Este tipo de sales no se hidrolizan, por lo que la disolución resultante es NEUTRA → pH=7.
Ejemplos: NaCl, BaCl2, KNO3, KI, KCl, etc.
5.2.
Sal de ácido fuerte y base débil
Este tipo de sales sí que se hidrolizan, porque el ácido conjugado de la base débil será
relativamente fuerte, por lo que reacciona con el agua cediendo protones. Por lo tanto la disolución
resultante es ÁCIDA → pH<7. Ejemplos: NH4Cl, FeCl3, NH4NO3, etc.
5.3.
Sal de ácido débil y base fuerte
Este tipo de sales sí que se hidrolizan, porque la base conjugada del ácido débil será
relativamente fuerte, por lo que reacciona con el agua captando protones. Por lo tanto la disolución
resultante es BÁSICA → pH>7. Ejemplos: Pb2SO3, Na3PO4, KCN, HCOOK, Na2CO3, etc.
5.4.
Sal de ácido débil y base débil
Este tipo de sales sí que se hidrolizan, pero para saber si el pH es ácido o básico habrá que
comparar las constantes de acidez y basicidad. Por lo tanto, según los valores de Ka y Kb la disolución
resultante será:
NEUTRA → pH=7
ÁCIDA
Si Ka = Kb
Si Ka > Kb
→
pH<7
BÁSICA → pH>7
Si Ka < Kb
6. Neutralización
La Neutralización se produce cuando reacciona un ácido con una base anulándose sus
caracteres específicos.
Ácido + Base ↔ Sal + Agua
¡¡OJO!! El pH después de una neutralización no siempre es neutro, ya que puede haber
hidrólisis de la sal o bien exceso de alguno de los reactivos.
En la reacción de neutralización completa se cumple que:
Recuerda:
Nº equivalentes ácido = Nº equivalentes base
Nº equivalentes = moles · valencia
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7. Importancia del pH. Volumetrías
El pH de una disolución varía cuando se añade disolvente o al agregar pequeñas cantidades de
ácido o base.
DISOLUCIONES REGULADORAS: amortiguadoras, tampón o buffer, son aquellas en las
que su pH se modifica muy poco cuando se añaden cantidades moderadas de ácidos o bases. Están
formadas por: ÁCIDO DÉBIL/SAL BASE CONJUGADA (Ej. Ácido acético/acetato de sodio) o bien por
BASE DÉBIL/SAL ÁCIDO CONJUGADO
= + (Ej. Amoníaco/cloruro de amonio).
1+
áC-,
= @ + 1+
D+1/
Indicadores ácido-base: son compuestos ácidos o bases orgánicos débiles. Se caracterizan por
presentar coloración distinta en su forma ácida y básica. El cambio de color se produce en un intervalo
de pH de unas 2 unidades que se llama Intervalo de viraje. Ejemplos: naranja de metilo, fenolftaleína,
rojo de metilo, azul de bromotimol, tornasol, etc.
El papel indicador es una mezcla de varios indicadores que tienen como soporte una tira de
papel.
Valoraciones ácido-base: consiste en medir el volumen del ácido (o base) de concentración
conocida que se necesita para neutralizar un volumen determinado de base (o ácido) de concentración
desconocida.
Eá"#$ · Fá"#$ = E@GH · F@GH
Recuerda:
N: normalidad (nºequivalentes/L)
V: Volumen (L)
N=M·valencia
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PRÁCTICAS LABORATORIO
1. Valoración de una disolución acuosa de un ácido fuerte con una base fuerte.
2. Medida del pH de disoluciones acuosas de diversos ácidos, bases y sales.
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