DISOCIACIÓN IÓNICA ACIDOS - BASES

Contenidos 1.- Características de ácidos y bases 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius. Disociación. Neutralización 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. Ácidos y bases conjugadas 2.3. Teoría de Lewis 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH y pOH. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 5.- Hidrólisis de sales. 6.- Indicadores de ácido-base. 7.- Valoraciones ácido-base. Neutralización

1.- Características ÁCIDOS: • Son corrosivos para la piel. • Enrojecen ciertos colorantes vegetales. • Disuelven sustancias • Atacan a los metales desprendiendo H2. • Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

BASES: • Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. • Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. • Reaccionan con ácidos. • Disuelven grasas. • Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

2.1. Definición de Arrhenius • ÁCIDO: Sustancia que en solución acuosa se disocia dando iones H+. • BASE: Sustancia que en solución acuosa se disocia dando iones OH–.

Disociación • ÁCIDOS: • HA (en solución acuosa) → H+ + A– • Ejemplos: – HCl (en solución acuosa) → H+ + Cl– – H2SO4 (en solución acuosa) → 2 H+ + SO42–

• BASES: BOH (en solución acuosa) → B + + OH– • Ejemplo: – NaOH (en solución acuosa) → Na+ + OH–

Neutralización • Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– —→ → H2O • El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en solución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl —→ → H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

Neutralización • HCl + NaOH • H+ Cl- + Na+OH• H+ + OH1 mol

1 mol

NaCl + H2O Na+Cl- + H2O H2O

2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. • ÁCIDOS: • “Sustancia que en solución cede H+”. • BASES: • “Sustancia que en solución acepta H+”.

Par Ácido/base conjugado • Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). • Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

– H+ BASE CONJ. (A–)

ÁCIDO (HA) + H+ + H+

ÁC. CONJ. (HB+)

BASE (B) – H+

Ejemplos de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: – HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)

• el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: • NH3 (g) + H2O (l) → NH4+ + OH– • En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)

2.3.Teoría de Lewis ÁCIDOS: • “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: • “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Teoría de Lewis (Ejemplos) • HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). • NH3 (g) + H2O (l) → NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

Teoría de Lewis • De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: • AlCl3 •

+ :NH3

→

Cl H | | Cl–Al + : N–H → | | Cl H

Cl3Al:NH3 Cl H | | Cl–Al←N–H | | Cl H

3.- Equilibrio de ionización del agua. • La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: autoionización del agua • H2O (l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) • [H3O+] · [OH–] Kc = —————— [H2O]2 • Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · [H2O]2 •

Kw = [ H 3 O + ] × [OH - ]

KW=1.10-14

• conocido como “producto iónico del agua”

Producto iónico del agua

Concepto de pH. • El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 1.10–14 M2 • En el caso del agua pura: • ———– + – [H3O ] = [OH ] = √ 1.10–14 M2 = 1.10–7 M • Se denomina pH a: pH = − log [H3 O+ ]

• Y para el caso de agua pura, [H3O+]=1.10–7 M: • pH = – log 1.10–7 = 7 [H3O+] = 10–pH

Concepto de pOH. • A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:

pOH = − log [OH− ] • Como Kw = [H3O+] · [OH–] =1.10–14 M2 • Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 • para una temperatura de 25ºC.

Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO 1

2

3

4

BÁSICO 5

6

7

8

9

10

11

12

13

Jugo de Agua mar Leche limón Cerveza Sangre Amoniaco Agua destilada

14

Tipos de soluciones • Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7 • Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7 • Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7 • En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–] • luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 1.10–14 M2

4.- Fuerza de ácidos y bases Electrolitos fuertes: (→) Están totalmente disociados en agua Ejemplos: HCl (ac) → Cl– + H+ NaOH (ac) → Na+ + OH– Electrolitos débiles: Están parcialmente disociados en agua Ejemplos: CH3–COOH (ac)
CH3–COO– + H+ NH3 (ac) + H2O
NH4+ + OH–

4.- Fuerza de ácidos. • En soluciones acuosas diluidas ([[H2O]] ≈ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O ⇄ A– + H3O+ [A–] · [H3O+] Kc = —————— ⇒ [HA]] · [H2O]]

[A–] · [H3O+] Kc · [H2O]] = —————— [HA]]

[ A − ] × [H 3 O + ] K C × [H 2 O ] = = Ka [HA]

constante de ⇐ disociación (Ka acido)

4.- Fuerza de ácidos • Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Ka > 100 ⇒ ácido fuerte, totalmentedisociado Ka < 1 ⇒ ácido débil, parcialmente disociado • Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

Ácidos polipróticos • Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. • Existen, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3 + H2O ⇄ HCO3– + H3O+ HCO3– + H2O ⇄ CO32– + H3O+ [HCO3– ] · [H3O+] Ka1 = ———————— [H2CO3] Ka1 = 4,5 · 10–7 M

[CO32– ] · [H3O+] Ka2 = ——————— [HCO3– ] Ka2 = 5,7· 10–11 M

• Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

Ejemplo: las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3 Ka2 = 6,2 x 10–8 Ka3 = 2,2 x 10–13 Equilibrio 1:

H3PO4 + H2O ⇆ H2PO4– + H3O+

[H2PO4– ] .[H3O+] [H3PO4 ]

Ka1 =

Equilibrio 2: Ka2 =

Equilibrio 3: Ka3 =

= 7,5 x 10–3

H2PO4– + H2O ⇆ HPO42– + H3O+ [HPO42– ] .[H3O+] [H2PO4– ]

= 6,2 x 10–8

HPO42– + H2O ⇆ PO43– + H3O+

[PO43–] .[H3O+] = 2,2 x 10–13 2– [HPO4 ]

4.- Fuerza de bases. • En soluciones acuosas diluidas ([[H2O]] ≈ constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O ⇆ BH+ + OH– [BH+] x [OH–] [BH+] x [OH–] Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O]] = —————— [B]] [B]] x [H2O]]

[BH + ] × [OH − ] K C × [H 2 O ] = = Kb ⇐ [B ]

(K base)

Relación entre Ka y Kb conjugada • Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O ⇄ A– + H3O+ • Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O ⇄ HA + OH– [A–] x [H3O+] [HA]] x [OH–] Ka = —————— ; Kb = —————— [HA]] [A–] [A–] x [H3O+] x [HA]] x [OH–] = KW Ka x Kb = ———————————— [HA]] x [A–]

Ka x Kb = Kw

Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. Si una base es fuerte su ácido conjugado es fuerte. Si una base es débil su ácido conjugado es débil.

Contenidos 1.- Características de ácidos y bases 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 2.1. Teoría de Arrhenius. Disociación. Neutralización 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. Ácidos y bases conjugadas 2.3. Teoría de Lewis 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH y pOH. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 5.- Hidrólisis de sales. 6.- Indicadores de ácido-base. 7.- Valoraciones ácido-base. Neutralización

5.- Hidrólisis de sales • Es la reacción de los iones de una sal con el agua. • Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: • Hidrólisis

ácida

NH4Cl + H2O ⇆ Cl- + NH3 + H3O+ NH4+ + H2O
NH3 + H3O+ • Hidrólisis

básica

CH3–COONa + H2O ⇆ CH3–COO–

+ H2O ⇄

CH3–COOH + Na + OH– CH3–COOH + OH–

Tipos de hidrólisis • Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl no se hidrolizan. • Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Hidrólisis básica • Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl Hidrólisis ácida • Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN Hidrólisis básica o ácida

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. • NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS Ejemplo: NaCl ya que la sal se disuelve. • Na+Cl-

Na+(ac) + Cl-(ac)

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. • SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA Ejemplo: CH3–COONa ya que el Na+ no reacciona con agua, pero el CH3–COO– si reacciona con el agua: CH3–COO– + H2O ⇆ CH3–COOH + OH– H

O

H+

H

lo que provoca que el pH > 7

Sales procedentes de base débil y ácido fuerte • SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA

Ejemplo: NH4Cl ya que el Cl- no reacciona con agua, pero el NH4+ si reacciona con el agua: • Ejemplo: NH4+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+ H+

H

O H

lo que provoca que el pH < 7

Sales procedentes de ácido débil y base débil. • SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA O ÁCIDA Se debe comparar las constantes de la base y del ácido: Ka > Kb Hidólisis ácida Kb > Ka Hidrólisis básica Ejemplo: NH4CN ya que tanto el NH4+ como el CN reaccionan con agua. Kb = 2 · 10–5 M > Ka = 5,6 · 10–10 M En este caso, la solución es básica

Ejercicio: Establezca si los pH de las soluciones de las siguientes sales que se dan a continuación: serán ácidos, básicos o neutros. a) b) c) d)

Acetato potásico ……………… Nitrato sódico ..…………… Sulfato de amonio ….................. Hidróxido de bario ……………

6.- Indicadores de pH (ácido- base) • Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H2O ⇄ In– + H3O+ forma ácida

forma básica

Algunos indicadores de pH Indicador Violeta de metilo

Color forma Color forma ácida básica

Zona de viraje (pH)

Amarillo

Violeta

0-2

Rojo Congo

Azul

Rojo

3-5

Rojo de metilo

Rojo

Amarillo

4-6

Tornasol

Rojo

Azul

6-8

Incoloro

Rosa

8-10

Fenolftaleína

7.- Valoraciones ácido-base • Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

Gráfica de valoración de un ácido con NaOH pH 12 10 8 Zona de viraje fenolftaleína 6 4 2 20

40

60

V NaOH(ml)

Valoraciones ácido-base • Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b a: nº de moles de iones H+ b: nº de moles de iones OHVácido x Mácido = Vbase x Mbase

Ejemplo: 100 ml de una solución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una solución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3 SO42– + 2 Al3+ + 6 H2O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2 25 ml x 2 M x 3 Mácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 [H2SO4] = 0,75 M