Tema 9. Ácidos y bases 14b0a16ae1c54df3f10f24374fef9635(2)

Equilibrio ácido-base
Tema 9
Ácidos
• Tienen sabor agrio.
• Cambian el color del papel de tornasol de azul a rojo.
• Reaccionan con algunos metales (Zn, Mg, Fe, etc.) para
producir H2 (g).
2HCl(ac) + Mg(s) → MgCl2(ac) + H2(g)
• Reaccionan con los CO32- y HCO3- para formar CO2 (g).
2HCl(ac) + CaCO3(s) → CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g).
• Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la
electricidad.
4.3
Bases
•
•
•
•
Tienen sabor amargo.
Cambian el color del papel de tornasol de rojo a azul .
Tienen tacto resbaladizo.
Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la
electricidad.
4.3
Definición de ácido y base de Arrehnius
Ácido es una substancia que produce H+ (H3O+) en agua
ión hidrónio
Base es una substancia que produce OH- en agua
4.3
Definición de ácido y base de Brønsted
Un ácido es una sustancia dadora de protones
Una base es una sustancia aceptora de protones
base
ácido
ácido
conjugado
base1
ácido2
ácido1
base
conjugada
base2
15.1
Definición de ácido y base de Lewis
Un ácido es una sustancia que puede aceptar pares de
electrones
Una base es una sustancia que puede donar pares de
electrones
ácido
••
H O H
••
H
H
N H
••
H+ +
••
•• + OH
••
ácido base
H+
H
base
+
H N H
H
15.12
Definición de ácido y base de Lewis
H
F B
+
N H
••
F
F
H
ácido
base
F
F B
F
H
N H
H
En esta reacción no se ceden ni se aceptan protones
15.12
Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en las
siguientes reacciones.
a) SnCl4(s) + 2Cl-(ac) ↔ SnCl62-(ac)
SnCl4 acepta dos pares de electrones de los iones ClSnCl4: ácido de Lewis
2Cl-: bases de Lewis
b) Hg2+(ac) + 4CN-(ac) ↔ Hg(CN)42-(ac)
El Hg+2 acepta cuatro pares de electrones de los iones CNHg+2: ácido de Lewis
4CN-: bases de Lewis
c) CO2(g) + H2O(l) ↔ H2CO3(ac)
base
ácido
15.3
Propiedades ácido-base del agua
15.2
H+ (ac) + OH- (ac)
H2O (l)
Autoionización del agua
H
O
+ H
H
H 2O + H 2O
H3O+ + OH-
ácido1
acido2
O
H
base2
[H
base1
O
]
H
+ H
O
-
H
+
H2O(l)
+
+
H2O(l)
H3O+(ac)
OH-(ac)
El producto iónico del agua
H2O (l)
H+ (ac) + OH- (ac)
[H+][OH-]
Kc =
[H2O]
[H2O] = cte
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las
concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una
determinada temperatura.
la disolución es
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-]
neutra
[H+] > [OH-]
ácida
[H+] < [OH-]
básica
15.2
El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+]
La disolución es
A 250C
neutra
[H+] = [OH-]
[H+] = 1 x 10-7
pH = 7
ácida
[H+] > [OH-]
[H+] > 1 x 10-7
pH < 7
básica
[H+] < [OH-]
[H+] < 1 x 10-7
pH > 7
pH
[H+]
15.3
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14
15.3
La concentración de iones H+ en una botella de vino de
mesa fue de 3,2 x 10-4 M inmediatamente después de
haberla destapado. Solo se consumió la mitad del vino. Se
encontró que la otra mitad, después de haber
permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una
concentración de iones hidrogeno igual a 1,0 x 10-3 M.
Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones. ¿Por qué
el pH del vino ha cambiado por interacción con el aire?
pH = -log [H+]
pH1 = -log (3,2 x 10-4M)= 3,49
pH2 = -log (1,0 x 10-3M)= 3,00
El incremento de la acidez del vino se debe, en gran medida, al resultado
de la conversión de una parte del alcohol (etanol) en ácido acético (el
vino se avinagra), una reacción que se realiza en presencia de oxigeno
molecular.
15.3
Electrolito fuerte – totalmente ionizado en agua (100%)
NaCl (s)
H 2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Electrolito débil – parcialmente ionizados
CH3COOH
CH3COO- (aq) + H+ (aq)
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes (Ka >> 1, α = 1)
HCl (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
HNO3 (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + NO3- (aq)
HClO4 (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + ClO4- (aq)
H2SO4 (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + HSO4- (aq)
15.4
Los ácidos débiles son electrolitos débiles (Ka << 1, α < 1)
HF (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + F- (aq)
HNO2 (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + NO2- (aq)
HSO4- (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + SO42- (aq)
H2O (l) + H2O (l)
H3O+ (aq) + OH- (aq)
Las bases fuertes son electrolitos fuertes (Kb >> 1, α = 1)
NaOH (s)
KOH (s)
H 2O
H 2O
Ba(OH)2 (s)
Na+ (aq) + OH- (aq)
K+ (aq) + OH- (aq)
H 2O
Ba2+ (aq) + 2OH- (aq)
15.4
Las báses débiles son electrolitos débiles (Kb << 1, α < 1)
F- (aq) + H2O (l)
NO2- (aq) + H2O (l)
OH- (aq) + HF (aq)
OH- (aq) + HNO2 (aq)
•
El ion H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en
disolución acuosa.
•
El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en
disolución acuosa.
15.4
Ácidos/Bases fuertes y débiles
Calcule el pH de:
a) Una disolución 1,0 x 10-3 M de HCl
Para un ácido fuerte la disociación es total:
HCl → H+ + ClInicialmente (M) c0
Cambio (M)
-c0
+co +co
Final (M)
c 0 c0
[HCl]= [H+]= 1,0 × 10-3 M
pH = -log [H+]
pH = -log (1,0×10-3 M)= 3,00
b) Una disolución 0,020 M de Ba(OH)2
Para un base fuerte la disociación es total:
Ba(OH)2 → 2OH- + Ba+2
Inicialmente (M) c0
--------Cambio (M)
-c0
+2co +co
Final (M)
---2c0 c0
[Ba(OH)2]= 2[OH-]= 0,040 M
pH +pOH=14
pOH = -log [OH-]= -log(0,040M)= 1,40
pH =14-pOH=14-1,40=12,60
pH =12,60
15.6
Fuerza relativa de
pares conjugados
ácido-base
Los ácidos que están por
encima del H3O+ son ácidos
fuertes.
Las bases que están por debajo
del OH- son bases fuertes.
Ácido fuerte
Ácido débil
15.4
Ácidos débiles (HA) y constantes de ionización
HA (aq) + H2O (l)
HA (aq)
H3O+ (aq) + A- (aq)
H+ (aq) + A- (aq)
[H+][A-]
Ka =
[HA]
Ka es la constante de ionización ácida
Ka
fortaleza
del ácido
15.5
15.5
Porcentaje de ionización
% ionización =
[ácido ionizado]eq
[ácido]0
x 100%
Para un ácido monoprótico HA
% ionización =
[H+]
[HA]0
x 100%
A concentraciones muy bajas todos los ácidos
están ionizados casi por completo
15.5
Bases débiles (HA) y constantes de ionización
NH3 (aq) + H2O (l)
NH4+ (aq) + OH- (aq)
[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]
Kb es la constante de ionización básica
Kb
fortaleza
de la base
La resolución de problemas que incluyen báses débiles se
sigue el mismo procedimiento que con ácidos débiles.
Ahora se calcula primero [OH-], en lugar de [H+].
15.6
15.6
Ácidos/Bases fuertes y débiles
Calcule el pH y % de ionización de:
a) Una disolución 0,036 M de HNO2. Ka= 4,5 × 10-4
En este caso tenemos un ácido débil en disolución acuosa. Por tanto al
pH puede afectar el HNO2 y los H+ del agua pero la contribución de
estos últimos se va a considerar despreciable.
Inicialmente (M)
Cambio (M)
Final (M)
HNO2
c0
-x
c0-x
↔ H+ + NO2----
+x
+x
------
+x
+x
La constante de equilibrio vendrá dada por:
Sustituyendo las concentraciones que tendremos en condiciones finales:
Método 1 (funciona cuando el ácido/base muy diluida y baja Ka o Kb):
Se hace la aproximación de: 0,036-x∼ 0,036
Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida:
x∼ 4,0 × 10-3 M
Como es mayor del 5% esta aproximación no es valida y este método no es aplicable.
Método 2 (siempre valido pero mas complicado matemáticamente)
Se resuelve la ecuación de segundo grado:
x2+4,5×10-4x-1,62×10-5=0
Por tanto en el equilibrio:
x1 = 3,8×10-3M
[H+] = 3,8×10-3 M
x2= -4,3×10-3M
Ahora calculamos el pH:
pH = -log [H]= -log (3,8×10-3 M)= 2,42
Ahora calculamos el % de ionización:
Cada 100 moléculas de HNO2 tenemos 11 ionizadas
b) Una disolución acuosa de amoniaco 0,40 M. Kb= 1,8 ×10-5
En este caso tenemos una base débil en disolución acuosa. Por tanto al pH
puede afectar tanto el NH3 como los OH- del agua pero la contribución de
estos últimos se va a considerar despreciable.
[H2O](l) ∼cte
NH3(aq) +H2O(l)
Inicialmente (M) c0
Cambio (M)
-x
Final (M)
c0-x
↔
NH4+ (ac) + OH-(ac)
----
+x
+x
-----
+x
+x
La constante de equilibrio vendrá dada por:
Sustituyendo las concentraciones que tendremos en condiciones finales:
Método 1:
Se hace la aproximación de: 0,40-x∼ 0,40
Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida:
15.6
Como es menor del 5% esta aproximación es valida y aplicable. No nos hace falta
aplicar el método 2.
Ahora calculamos el pOH:
pH = -log pOH = -log (2,7×10-3 M)= 2,57
Ahora calculamos el pH:
pH+ pOH =14
pH = 14-pOH = 14-2,57 = 11,43
Ahora calculamos el % de ionización:
Cada 100 moléculas de HNO2 tenemos 1 ionizada
La expresión que se utiliza para ver si el método 1 es valido o no es la misma que
el % de ionización. Por tanto, si se concluye que el método 1 es bueno obtenemos
directamente el %.
Constantes de ionización de
pares conjugados ácido-base
HA (aq)
A- (aq) + H2O (l)
H2O (l)
H+ (aq) + A- (aq)
OH- (aq) + HA (aq)
H+ (aq) + OH- (aq)
Ka
Kb
Kw
KaKb = Kw
Ácido débil y su base conjugada
Kw
Ka =
Kb
Kw
Kb =
Ka
Cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada
15.7
15.8
Calcule Kb para el anión CH3COO- sabiendo que Ka del
ácido acético es 1,8 ×10-5.
CH3COOH (aq) ↔ H+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COO- (aq) + H2O (l) ↔
H2O (l)
↔
OH- (aq) + CH3COOH(aq)
H+ (aq) + OH- (aq)
Kb =
Kw
Ka
Ka
Kb
Kw
Estructura molecular y fuerza de los
ácidos hidrácidos
a) Fuerza del enlace
H
X
Cuanto más fuerte es el enlace,
es más difícil que la molécula se
rompa
H + + XY, por tanto, el ácido será
más débil
Acidez: HF << HCl < HBr < HI
b) Polaridad del enlace polaridad
fortaleza
del ácido
Polaridad: HF >HCl > HBr > HI, pero este factor secundario en
comparación con F enlace
15.9
Estructura molecular y fuerza de los
ácidos hidrácidos
Disminuye la fuerza del
enlace. La acidez aumenta
Aumenta la electronegatividad.
La acidez aumenta
6A(16)
7A(17)
H 2O
HF
H 2S
HCl
H2Se
HBr
H2Te
HI
Estructura molecular y fuerza de los
ácidos oxácidos
Z
δO
δ+
H
Z
O- + H+
El enlace será más polar y se romperá más fácilmente sí:
• Z es muy electronegativo o
• Z está en un estado de oxidación alto
15.9
Estructura molecular y fuerza de los
ácidos oxácidos
CASO 1: Oxoácidos que tienen el mismo átomo central (Z)
pero diferente nº de grupos unidos a él.
nº de oxidación
fortaleza
del ácido
Acidez:
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
15.9
Estructura molecular y fuerza de los
ácidos oxácidos
CASO 2: Oxoácidos que tienen diferente átomo central (Z)
que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica e
igual nº de oxidación
Electronegatividad Z
fortaleza
del ácido
Acidez: HClO3 > HBrO3
15.9
Prediga la fuerza relativa de los ácidos de cada uno de los
siguientes grupos:
a) HF y HI
Estos dos ácidos son hidrácidos cuya fuerza como ácido depende de: F del enlace
(↑X→↑Fenlace→↓acidez) y de la electronegatividad (↑X→↑acidez) siendo este
segundo factor menos importante.
Electronegatividad (X): HF> HI
F enlace: HI< HF
Acidez: HI > HF
b) HClO, HBrO y HIO
Estos tres compuestos son ácidos oxácidos cuya acidez depende del estado de
oxidación del átomo central (↑estado oxidacion→↑acidez) y de la electronegatividad
de este atomo central (↑X→↑acidez). Estamos en el caso de oxacidos con el mismo
estado de oxidacion y diferente atomo central, por lo que la acidez incrementara hacia
los atomos con mayor electrogenatividad.
X(Cl) > X(Br) >X(I)
Acidez: HClO>HBrO>HIO
c) HNO3 y HNO2:
Estos dos ácidos son oxácidos cuya fuerza como ácido depende del estado de
oxidación del átomo central (↑estado oxidacion→↑acidez) y de la electronegatividad
de este atomo central (↑X→↑acidez). Estamos en el caso de oxacidos con el mismo Z
pero diferente estado de oxidacion por lo que la acidez incrementara cuando aumenta
el estado de oxidacion del N:
Estado oxidación (HNO3) > Estado oxidación (HNO2)
Acidez: HNO3 > HNO2
15.9
Propiedades ácido-base de las sales
Sales que producen disoluciones neutras:
Sales que contienen un ion de un metal alcalino o de un
metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada
de un ácido fuerte (p.e. Cl-, Br-y NO3- ).
NaCl (s)
H 2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Sales que producen disoluciones básicas:
Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.
NaCH3COOH (s)
H 2O
CH3COO- (aq) + H2O (l)
Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq) + OH- (aq)
15.10
Propiedades ácido-base de las sales
Sales que producen disoluciones ácidas:
Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil.
NH4Cl (s)
NH4+ (aq)
H 2O
NH4+ (aq) + Cl- (aq)
NH3 (aq) + H+ (aq)
Sales con cationes metálicos pequeños y con elevada
carga (p.e. Al3+, Cr3+, y Be2+) y la base conjugada de un
ácido fuerte.
3+
Al(H2O)6 (aq)
2+
Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq)
15.10
Hidrólisis ácida del ion Al3+
Al3+
Al3+
El Al3+ hidratado se clasifica como un donador de protones, y por
tanto, es un ácido de Bronsted (tan fuerte como el CH3COOH).
15.10
Valores de Ka para algunos cationes hidratados a 25 ºC
Fe3+
Sn2+
Cr3+
Al3+
Be2+
Cu2+
Pb2+
Zn2+
Co2+
Ni2+
Ion hidratado
Fe(H2O)63+(aq)
Sn(H2O)62+(aq)
Cr(H2O)63+(aq)
Al(H2O)63+(aq)
Be(H2O)42+(aq)
Cu(H2O)62+(aq)
Pb(H2O)62+(aq)
Zn(H2O)62+(aq)
Co(H2O)62+(aq)
Ni(H2O)62+(aq)
Ka
6 x 10-3
4 x 10-4
1 x 10-4
1 x 10-5
4 x 10-6
3 x 10-8
3 x 10-8
1 x 10-9
2 x 10-10
1 x 10-10
mayor acidez
Ion libre
Propiedades ácido-base de las sales
Sales en las que se hidrolizan tanto el catión como el anión:
•
Kb del anión > Ka del catión, las disolución será básica
•
Kb del anión < Ka del catión, las disolución será ácida
•
Kb del anión ≈ Ka del catión, las disolución será neutra
15.10
Calcule el pH y % de hidrólisis de:
a) Una disolución acuosa de acetato de sodio CH3COONa
0,15 M. Ka(CH3COOH) = 1,79 ×10-5.
Especies importantes: CH3COO-, Na+ (se desprecia contribución de iones H+ y
OH- del agua). Se supone disociación total por ser electrolito fuerte.
El Na+ no sufre hidrólisis, mientras que el CH3COO- si ya que proviene de un ácido
débil.
Disociación de la sal: CH3COONa(s) + H2O(l) → CH3COO-(ac) + Na+
0,15 M
0,15 M
Hidrólisis CH3COO-: CH3COO- (ac) +H2O (l) ↔
Inicialmente (M) 0,15
Cambio (M)
-x
Final (M)
0,15-x
La constante de equilibrio vendrá dada por:
Por tanto:
CH3COOH (ac) + OH-(ac)
----
+x
x
----
+x
x
Método 1
x ∼ 9,2×10-6 M
0,15- x ∼ 0,15
Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida:
Como es menor del 5% esta aproximación es valida y ya tenemos el % de hidrólisis:
Ahora calculamos el pOH y a continuación el pH:
pOH = -log [OH] = -log (9,2×10-6 M) = 5,04
pOH + pH =14
pH=14 - pOH =14-5,04 = 8,96
Los resultados muestran que solo una muy pequeña cantidad del anión se hidroliza
pero produce todavía un significativo cambio de pH el agua.
b) Una disolución acuosa de Al(NO3)3 0,02 M. Ka = 1,3 ×10-5.
Especies importantes: Al+3(o Al(H2O)6+3), NO3- (se desprecia contribución de
iones H+ y OH- del agua). Se supone disociación total por ser electrolito fuerte.
El NO3- no sufre hidrólisis (procede de ácido muy fuerte), mientras que el Al+3 si ya
que es un ion metálico altamente cargado que forma complejos con el agua.
Disociación de la sal:
Hidrólisis Al(H2O)6+3:
Inicialmente (M)
Cambio (M)
Final (M)
Al(NO3)3 (s) +H2O (l) → Al(H2O)6+3 (ac) + NO30,02 M
0,02 M
Al(H2O)6+3(ac)
0,02
-x
0,02-x
↔ Al(OH)(H2O)5+2 (ac) + H+(ac)
+x
x
----
+x
x
----
La constante de equilibrio vendrá dada por:
15.10
Método 1
0,02- x ∼ 0,02
x ∼ 5,1×10-4 M
Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida:
Como es menor del 5% esta aproximación es valida y ya tenemos el % de hidrólisis:
Ahora calculamos el pH:
pH = -log [H+]= -log (5,1×10-4 M)= 3,29
Prediga si cada una de las siguientes disoluciones será
ácida, básica o casi neutra:
a) NH4I
Especies importantes: NH4+ y I-.
El NH4+ es un ácido relativamente fuerte que se hidroliza ya que procede del
NH3 que es una base débil.
El I- es una base muy débil que no se hidroliza ya que procede de un ácido
fuerte como es el HI.
Por tanto la disolución será ácida.
b) CaCl2
Especies importantes: Ca+2 y Cl-.
El Ca+2 no se hidroliza ya que es un ion alcalino-terreo.
El Cl- es una base muy débil que no se hidroliza ya que procede de un ácido
fuerte como es el HCl.
Por tanto la disolución será casi neutra.
15.10
c) KCN
Especies importantes: K+ y CN-.
El K+ no se hidroliza ya que es un ion alcalino.
El CN- es la base conjugada del ácido débil HCN por tanto será relativamente
fuerte, sufriendo hidrólisis en presencia de agua y produciendo OHPor tanto la disolución será básica.
d) Fe(NO3)3
Especies importantes: Fe+3 y NO3-.
El Fe+3 es un ion metálico altamente cargado que tiende a formar complejos
con H2O y puede sufrir hidrólisis produciendo H+.
El NO3- es la base conjugada del ácido fuerte HNO3, por tanto no sufre hidrólisis.
Por tanto la disolución será ácida.
El efecto de ion común es el desplazamiento del equilibrio por
la adición de un compuesto que tiene un ion común con la
sustancia disuelta.
Consideremos la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y
CH3COOH (ácido débil).
CH3COONa (s)
Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq)
H+ (aq) + CH3COO- (aq)
ion
común
La presencia de un ion común suprime la
ionización de un ácido o una base débiles.
16.2
Efecto de la adición de ion acetato sobre la disociación
del ácido acético
[CH3COOH]o [CH3COO-]añadido % Disociación* pH
0.10
0.00
1.3
2.89
0.10
0.05
0.036
4.44
0.10
0.10
0.018
4.74
0.10
0.15
0.012
4.92
* % Disociación =
[CH3COOH]disoc
[CH3COOH]o
x 100
Consideremos la mezcla de una sal NaA y el ácido débil HA.
NaA (s)
Na+ (aq) + A- (aq)
HA (aq)
H+ (aq) + A- (aq)
-log
[H+]
Ka [HA]
=
[A-]
[H+]
[HA]
= -log Ka - log
[A-]
-]
[A
-log [H+] = -log Ka + log
[HA]
ecuación HendersonHasselbalch
[H+][A-]
Ka =
[HA]
pKa = -log Ka
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
[base cojugada]
pH = pKa + log
[ácido]
16.2
Disoluciones amortiguadoras
Es una disolución de:
1. Un ácido débil o una base débil y
2. Una sal del ácido o base débil
¡Y ambos componentes han de estar presentes!
Tienen la capacidad de resistir los cambios de pH cuando
se agregan pequeñas cantidades de ácido o base.
El pH no cambia al ser diluida.
16.3
Cuales de las siguientes disoluciones son sistemas
reguladores?
a) KH2PO4/H3PO4
H3PO4: ácido débil
H2PO4-: base débil (tiende mas a perder un H+ que a comportarse como base)
Sistema amortiguador/buffer
b) NaClO4/HClO4
HClO4: ácido fuerte
ClO4-: base muy débil
Sistema no amortiguador/buffer
c) C5H5N/C5H5NHCl (C5H5N= piridina, Kb= 1,5 ×10-9)
C5H5N: base débil
C5H5+NH-: ácido débil
Sistema amortiguador/buffer
Efecto de la adición de un ácido o una base a …
A una disolución
adición de
ácido
adición de
base
A una disolución reguladora
adición de
ácido
adición de
base
Consideremoa una mezcla de CH3COOH y CH3COONa
La adición de un ácido fuerte
H+ (aq) + CH3COO- (aq)
La adición de una base fuerte
OH- (aq) + CH3COOH (aq)
Disolución reguladora
después de la adición de
H3O+
CH3COO- (aq) + H2O (l)
Disolución reguladora con
igual concentración de
ácido y base conjugada
H3O+
H2O + CH3COOH
CH3COOH (aq)
H3O+ + CH3COO-
Disolución reguladora
después de la adición de
OH-
OH-
CH3COOH + OH-
H2O + CH3COO-
Relación entre la capacidad reguladora y cambio de pH
La capacidad
reguladora viene dada
por la cantidad de
ácido o base que se le
puede añadir sin
destruir su capacidad
reguladora y depende
de la cantidad de
ácido-base conjugada
que contenga.
Valoraciones ácido-base
En una valoración una disolución de concentración
exactamente conocida es añadida de forma gradual a otra
disolución de concentración desconocida hasta que la reacción
química entre las dos disoluciones se completa..
Punto de equivalencia – punto en el cual se ha adicionado una
cantidad equivalente de ácido y base.
Indicador – sustancias que cambian de color con el pH
NaOH
HCl
fenolftaleina
4.7
Valoraciones ácido fuerte-base fuerte
NaOH (aq) + HCl (aq)
OH- (aq) + H+ (aq)
H2O (l) + NaCl (aq)
H2O (l)
Valoración de 25 mL de HCl 0.10 M con NaOH 0.10 M
16.4
Valoraciones ácido débil-base fuerte
CH3COOH (aq) + NaOH (aq)
CH3COOH (aq) + OH- (aq)
CH3COONa (aq) + H2O (l)
CH3COO- (aq) + H2O (l)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
CH3COO- (aq) + H2O (l)
OH- (aq) + CH3COOH (aq)
pKa
(CH3COOH)
[CH3COOH ] = [CH3COOH -]
16.4
Valoraciones ácido fuerte-base débil
HCl (aq) + NH3 (aq)
H+ (aq) + NH3 (aq)
NH4Cl (aq)
NH4Cl (aq)
En el punto de equivalencia (pH < 7):
NH4+ (aq) + H2O (l)
NH3 (aq) + H+ (aq)
16.4
Indicadores ácido-base
HIn (aq)
16.5
H+ (aq) + In- (aq)
[HIn]
≥ 10 Color de la forma ácida (HIn), es decir pH < pKin - 1
[In ]
[HIn]
-), es decir pH > pK + 1
Color
de
la
forma
básica
(In
≤
10
in
[In-]
Intervalo de viraje del indicador (pKin – 1 a pKin + 1)
El intervalo de viraje
del indicador tiene
que estar dentro del
salto de pH que se
produce en el punto
de equivalencia.
Colores y rango de pH aproximado de algunos indicadores
ácido-base
Cambio del color del indicador azul de bromotimol
básico
ácido
2 unidades de pH
Curva del valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
Intervalo de pH en el cual se
produce el cambio de color
Intervalo de pH en el cual se
produce el cambio de color
16.5
Curva del valoración de un ácido poliprótico
Valoración de 40 mL de H2SO3
0.1M con NaOH 0.1M
pKa = 7.19
pKa = 1.85