Equilibrios ácido-base

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EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

By Montserrat Jiménez

ÍNDICE

Teoría de Brönsted_Lowry

Primeras ideas sobre ácidos y bases

Teoría de Arrhenius

Fuerza relativa de ácidos y bases

Ionización del agua. Escala de pH

Ácidos polipróticos

Indicadores

Hidrólisis

Disoluciones amortiguadoras

10

Valoraciones ácido-base

Primeras ideas sobre ácidos y bases

Robert Boyle, 1663

bases

ácidos

• Sabor agrio
• Producen H2 al reaccionar con metales
• Tiñen de rojo el tornasol.
• Sus disoluciones conducen la corriente
• Neutralizan los efectos de las bases

• Sabor amargo
• Disuelven algunas grasas.
• Tiñen de azul el tornasol.
• Sus disoluciones conducen la corriente
• Neutralizan los efectos de los ácidos

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Teoría de Arrhenius

Arrhenius 1883

1. Ácido: Sustancia eléctricamente neutra que, al disolverse en agua, se disocia en protones (H+) y en el correspondiente anión: H Cl H+ (aq) + Cl- (aq)
2. Base: Sustancia eléctricamente neutra que, al disolverse en agua, se disocia en iones hidróxilo u oxidrilos (OH-) y en el correspondiente catión: Na OH Na+ (aq) + OH- (aq)

Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas.

Importante!!!

La palabra oxígeno significa "engendrador de ácidos" Los iones hidrógeno o protones H+ no existen como tales en las disoluciones, sino hidratados. Se encuentran asociados a una molécula de agua formando iones hidronio u oxonio (H3O+). Hemos de hacer notar que la IUPAC no acepta el término hidronio.

Teoría de Brönsted-Lowry

Brönsted-Lowry (1923)

• Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder protones (H+)
• Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones (H+)

• CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

ácido1 base2 ácido2 base1

Ventajas: * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Reacción de neutralización: consisten en la transferecia de un protón desde un ácido a una base: HA + B A- + BH+ Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2 Las especies reaccionantes dan lugar a pares conjugados ácido-base

Sustancia anfótera o anfoprótica: se comporta como ácido o como base

• NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

La autoionización del agua. Concepto de pH.

4 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.

Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq). Producto iónico del agua a 25ºC, Kw = 10-14; Kw = [H3O+][OH-] pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-]

pH es la abreviatura de "potencialde hidrógeno" ya que la forma de medirlo es mediante un aparato (pHmetro) que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos, uno de referencia y otro de vidrio, sensible a los iones H3O+

Tomando logaritmos y cambiando el signo en la expresión: 10-14=[H3O+][OH-] - log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH

LOREM IPSUM DOLOR

básico

ácido

neutro

pH

pH

Fuerza relativa de ácidos y bases

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN

La fuerza de ácidos y bases mide la mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Ácidos /bases fuertes: aquellos/as que se considera que están totalmente ionizados/as, lo que quiere decir que en disolución solo existen los iones. Ácidos/bases débiles: aquellos/as que no están completamente ionizados, sino que se establece un equilibrio entre los iones y la parte molecular no disociada.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua: HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A− (aq) Ka = ----------- Cte de ácidez

[H3O+] [A-]

[HA]

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka → ∞)

Análogamente para las bases: constante de equilibrio de su reacción con agua: B (aq) + H2O (l) ↔ OH- (aq) + BH+ (aq) Kb = ----------- Cte de basicidad

[OH-] [BH+]

[B]

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH...) se encuentra totalmente disociado (Kb >> 1, Kb → ∞)

En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH−

[BH+] [OH-] [H3O+] Kw [B] [H3O+] Ka

Kb= -------------------- · ---------- = ------------

Kw = Ka · Kb

7 ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS

Los ácidos que tienen más de un hidrógeno ácido se ionizan por etapas, siendo la primera la ionización más importante.

H2CO3 + H20 HCO3- + H3O+. Ka1 HCO3- + H2O CO32- + H3O+. Ka2

Ka1 Ka2

8 Hidrólisis

Comportamiento ácido-básico de las sales: ácido, neutro o básico

¿Cómo determinarlo de forma cualitativa?

• Disociar la sal en sus iones
• Identificar su procedencia
• Determinar cuáles se pueden hidrolizar
• Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

8.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte (NaCl, KCl, NaNO3)

NaCl(s) Na+(ac)+ Cl- (ac)

Procede de un ácido fuerte (HCl) No se hidroliza (no reacciona con el agua)

Procede de una base fuerte (NaOH) No se hidroliza (no reacciona con el agua)

Disolución Neutra

8. 2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil NH4Cl

NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl− (aq)

Procede de base débil (NH3) Se hidroliza

Procede de ácido fuerte (HCl) No se hidroliza

Disolución ácida

NH4+ (aq) + H2O (l) ↔ NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Kh= ---------------= Ka (NH4+) = ---------

[NH3][H3O+]

[NH4+]

Kw

Kb (NH3)

8. 3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (CH3COONa)

CH3COONa (s) + H20 CH3COO- (ac) + Na+(ac)

Procede de una base fuerte (NaOH) No se hidroliza

Procede de un ácido débil (CH3COOH) Se hidroliza

Disolución básica

CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)

Kh= ----------------- = Kb (.CH3COO- ) = -----------

[CH3COOH][OH-]

[CH3COO-]

Ka (AcH)

Kw

8. 4. Sales procedentes de ácido débil y base débil (CH3COONH4)

CH3COONH4 + H2O CH3COO- + NH4+

Procede de ácido débil (AcH) Se hidroliza

Procede de base débil (NH3) Se hidroliza

Si Kh (catión) > Kh (anión) ⇒ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) ⇒ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) ⇒ Disolución neutra

VÍDEO

Ejercicio sencillo de cálculo de pH de una disolución.

https://youtu.be/rLeE4smCEuw

VÍDEOS

Ejercicio de cálculo del grado de disociación

Ejercicio de cálculo de pH en una disolución antes y después de diluirla

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¡GRACIAS!

Espero que hayas aprendido mucho...