04 marzo, 2016

QUÍMICA 2º. REACCIONES ÁCIDO-BASE


 ÍNDICE
  1. Esquemas
  2. Presentaciones
  3. Introducción
    1. características de ácidos y bases
  4. Concepto ácido-base según Arrhenius
  5. Concepto ácido-base según Bronsted-Lowry
  6. Concepto ácido-base según Lewis
  7. Autoionización del agua. Escala de pH
    1. Ácidos y bases fuertes
    2. Ácidos y bases débiles
    3. Fuerza de los ácidos
    4. Ácidos polipróticos
    5. Fuerza de las bases
    6. Relación entre Ka y Kb
    7. Relación entre Ka y el grado de disociación
8.  Hidrólisis de sales
         1.  Ácidos y bases fuertes
         2.  Ácido fuerte y base débil
         3.  Ácido fuerte y base fuerte
         4.  Ácido y base débil
9.  Indicadores ácido-base
10.  Volumetría ácido-base
         1. äcido fuerte - base débil
11.  Ecuación de Hendersson-Hasselbalch
12.  Disoluciones tampón
         1. Cálculo de concentraciones
13.  Aplicaciones
14.  Cuestiones y problemas
15.  Prácticas
16.  Otros contenidos
17.  Vídeos



1. ESQUEMAS


2. PRESENTACIONES

      

Ácido-base 1
Ácido Base 2
Apuntes de ácido/base
Ácido-base 3
Equilibrio ácido base 4
Ácidos y Bases 5
Anaya. Ácidos y Bases
Ácido-bas 6 
Ácido-Base I 

Ácido-Base II 

CONTENIDOS ANIMADOS

  


3. INTRODUCCIÓN

Hay tres tipos fundamentales de reacciones químicas en función de su mecanismo de reacción:

  • Ácido – base: tiene lugar una transferencia de protones. 
  • Redox: tiene lugar una transferencia de electrones. 
  • Precipitación: se forma un compuesto insoluble que precitita en estado sólido. 
En este tema, vamos a estudiar las reacciones ácido‑base y en los dos siguientes, las Redox y las de precipitación.

Los ácidos y las bases son familias de compuestos químicos. Todos los ácidos, al igual que las bases, poseen un similar comportamiento químico.

Los ácidos tienen un sabor característico agrio, enrojecen el papel de tornasol, son capaces de disolver el mármol y reaccionan fácilmente con las bases obteniéndose la sal correspondiente. Por ejemplo:

H2SO4 + 2 Na(OH)     à        Na2SO4 + H2O
también los ácidos reaccionan con los óxidos de los metales (los llamados óxidos básicos), dando asimismo, la sal correspondiente, por ejemplo:
2 HCl + K2O     à      2 KCl + H2O
y reaccionan con muchos metales, disolviéndolos y desprendiendo hidrógeno; por ejemplo:
2 HCl + Zn       à       ZnCl2 + H2

Por su parte, las bases o álcalis (del árabe “al kali” que significa cenizas vegetales), tienen un sabor amargo, una sensación jabonosa al tacto, colorean de azul el papel de tornasol y reaccionan con los ácidos para formar las sales correspondientes.

Este comportamiento químico similar tanto en los ácidos como en las bases, se debe a razones derivadas de la estructura química de sus moléculas.

Vamos a ver en primer lugar cómo ha ido evolucionando el concepto de ácido y de base a lo largo de la historia. 


3.1. Características de ácidos y bases

Ácidos:

·      Tienen sabor agrio.

·      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:
·      Tiene sabor amargo.
·      Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
·      Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
·      Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
·      Disuelven grasas.
·      Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
ÁCIDOSBASES
SaborÁcidoAmargo
Sensación a la pielPunzante o picanteSuaves al tacto
Colorantes vegetales (tornasol)RojoAzul
Reactividad
Corrosivos
Disuelven sustancias
Atacan a los metales desprendiendo hidrógeno

En disolución conducen la corriente eléctrica
Corrosivos
Disuelven grasas. Al tratar grasas animales con álcalis se obtiene el jabón
Precipitan sustancias disueltas por ácidos
En disolución conducen la corriente eléctrica
NeutralizaciónPierden sus propiedades al reaccionar con basesPierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

Teoría
Arrhenius
Brönsted-Lowry
Lewis
Definición de ácido
Cede H+ en agua
Cede H+
Captador de e-
Definición de base
Cede OH- en agua
Acepta  H+
Donador de e-
Neutralización
Formación de agua
Transferencia de H+
Formación de enlace covalente coordinado
Ecuación
H+ + OH- →  H2O
HA + B- →  A- + BH
A+  +  B-  A-B
Limitación
Solo soluciones acuosas
Solo transferencia de H+
Teoría genera


4. CONCEPTO DE ÁCIDO-BASE SEGÚN ARRHENIUS

El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue prevaleciendo con algunas mejoras, fue propuesto por Svante Arrhenius en 1884 como parte de otra teoría, también propuesta por él: la teoría de la ionización.

Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar protones (H+). Por ejemplo:
H2SO3            HSO3- + H+         SO3-2 + 2 H+
Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar iones oxidrilo (OH‑). Por ejemplo:
Na(OH)                   Na+ + OH-
Fue la primera teoría que sugirió la causa de las propiedades comunes de los ácidos y las bases, (la producción de H+ para los ácidos y OH‑ para las bases) lo que conduce a identificar reacciones ácido ‑ base por ser estos iones los causantes de las mismas. Sin embargo surgieron algunas dificultades:

En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:
HCl + H2O              Cl- + H3O+
Existen sustancias que no poseen grupos OH- y son capaces de comportarse como las bases. Por ejemplo:
NH3 + HCl              NH4Cl
el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal.

A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:
HA + H2O            A- + H3O+                                      
pero, el agua al ser el disolvente de una disolución acuosa diluida, está en exceso, siendo su concentración prácticamente constante, entonces se define una nueva constante de equilibrio llamada constante de acidez (Ka) como:

                          
                         
donde Ka es la constante de disociación de un ácido.

Un ácido fuerte será aquel que ceda muchos protones (H+), por lo tanto, a mayor Ka, el ácido será más fuerte.

Los ácidos polipróticos poseen varias constantes de ionización, tantas como protones puedan ceder en disociaciones sucesivas, siendo cada vez más pequeñas. Por ejemplo:

H2S + H2O           HS(ac) + H3O+(ac)                 K1= 9'1.10-8 M
HS(ac) + H2O        S= (ac) + H3O+(ac)                K2= 1'1.10-13 M

De forma similar, la disociación de una base será:
  B(OH)       B+ + OH-  
a mayor Kb, la base será más fuerte.

Con frecuencia se utiliza, en lugar de Ka y Kb, las constantes pKa y pKb, que se definen en una escala logarítmica decimal de la siguiente manera:

pKa = ‑ log Ka            y          pKb = ‑ log Kb
y al ser pKa inversamente proporcional a Ka, también lo es la fuerza relativa del ácido. Lo mismo ocurre con las bases.

Existen ácidos y bases que se disocian totalmente. En este caso, la teoría de Arrhenius no da una explicación clara de su fuerza, ya que si:


AH + H2O            A- + H3O+
cuando se alcance el equilibrio, la concentración de AH será igual a cero, ya que la reacción está totalmente desplazada, luego:
si [AH] = 0      entonces          Ka = 
En líneas generales los hidrácidos son ácidos más fuertes que los oxoácidos, debido a que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es más atacable, por lo que el protón se libera con mayor facilidad:
HF         HCl         HBr         HI
en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O es más fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya que el hidrógeno se puede desprender con mayor facilidad.



Un procedimiento que nos permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un oxoácido es la llamada "Fuerza relativa de ácido", o FRA. Consiste en restar al número de átomos de oxígeno el de los hidrógenos y establecer la siguiente relación:
F.R.A.Fuerza del ácidoEjemplos
3Ácido muy fuerteHClO4
2Ácido fuerteHNO3 , H2SO4
1Ácido débilH2CO3 , H3PO4
0Ácido muy débilH3PO3 , H2CO2


evidentemente, es una forma aproximada de comparar fuerzas relativas de unos ácidos con otros, pero no me permite saber cuál es más fuerte si el cálculo anterior es el mismo. Desde luego, la mejor forma de comparar la fuerza de los ácidos (o de las bases) es a través sus constantes de acidez (o de basicidad).

Ejemplos de ácidos:
-    HCl (en disolución acuosa) -------- Cl  + H+
-    H2SO4 (en disolución acuosa) -------- SO42–  + 2 H+

Ejemplos de bases:
-    NaOH (en disolución acuosa) ---------- Na+ + OH
        -  BOH  (en disolución acuosa) -------- B+  + 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 disolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl ------------  H2O + NaCl (Na+ + Cl)


5. TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY

La teoría de Arrhenius sólo servía para ácidos y para bases en solución acuosa. En 1923, de forma independiente y casi simultánea, N. Brönsted (a la izquierda) y T. M. Lowry (a la derecha) elaboraron un concepto más amplio, que puede resumirse de la siguiente manera:
  • Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra. 
  • Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.
Por ejemplo: 
H2O+HCl àH3O++Cl- (ac)
base1+ácido2àácido1+base2  
CH3COOH+H2OCH3COO- (ac)+H3O+
ácido1+base2base1+ ácido2

Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio, podría volver a cogerlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado:
ácido1 + base2          base1 + ácido2
el ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido ‑ base conjugado, (al igual que el ácido2 y la base2).

Según esta definición, en la reacción:

HCl + NH3      à        Cl- + NH4+
el amoniaco es una base ya que tiende a aceptar los protones cedidos por un ácido.

Estructuralmente una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno; mientras que, una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con un par o más de electrones no enlazantes, en los que el protón queda unido mediante un enlace covalente coordinado o dativo.

La principal ventaja de esta teoría es que permite ordenar de mayor a menor la fuerza de los ácidos. Toda sustancia capaz de ceder protones a otra, será un ácido más fuerte que ésta. Según la citada teoría, una sustancia actuará como ácido frente a otra de menor acidez y como base frente a otra de mayor acidez, es decir, que hasta un ácido puede actuar como base; por ejemplo:
HClO4+HNO3àNO2ClO4  +    H2O





el ácido perclórico libera un protón por lo que se comporta como ácido, mientras que el ácido nítrico aquí actúa como base ya que lo capta. Por lo tanto, una sustancia actuará como base frente a cualquier otra sustancia que sea un ácido más fuerte que él, (en este caso, el ácido perclórico es más fuerte que el ácido nítrico).

Se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas a aquellas que pueden actuar como ácido o como base según el medio en el que se encuentren. Este es el caso del agua o del ion bisulfato entre otros:

  • como ácido:
HSO4-  +  OH-             SO4-2 + H2O
  • como base:
HSO4- + H3O+          H2SO4 + H2O   
De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez y basicidad como:

HA + H2O             A- + H3O+
B + H2O              BH+ + OH-
que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de los ácidos y las bases más comunes:
Para los ácidos:


FuerzaÁcidoBase conjugadaKapKa
ácidos
fuertes
Ka  >  55,55
HClO4ClO4---
HCl, HBr, HICl-, Br-, I---
HNO3NO3---
H2SO4HSO4---
H3O+H2O55,55-1,74
ácidos
semifuertes
55,55 > Ka > 10-4
HIO3IO3-1,9.10-10,72
H2SO3HSO3-1,7.10-21,77
HSO4-SO4-21,2.10-21,92
HClO2ClO2-1,0.10-22,00
H3PO4H2PO4-7,5.10-32,12
HCOOHHCOO-1,8.10-43,74
ácidos
débiles
10-4 > Ka > 10-10
CH3COOHCH3COO-1,8.10-54,74
H2CO3HCO3-4,3.10-76,37
H2SHS-9,1.10-87,04
H2PO4-HPO4-26,2.10-87,21
NH4+NH35,6.10-109,25
HCNCN-4,9.10-109,31
ácidos
muy débiles
Ka < 10-10
HCO3-CO3-26,0.10-1110,22
HIOIO-1,0.10-1111,00
HPO4-2PO4-34,8.10-1312,32
HS-S-21,0.10-1313,00
H2OOH-1,8.10-1615,74

y para las bases:
FuerzaBaseÁcido conjugadoKbpKb
Bases
fuertes
Li(OH), K(OH)Li+ , K+--
Na(OH)Na+--
Ca(OH)2Ca+2--
Ba(OH)2Ba+2--
bases
débiles
CO3-2HCO3-1,7.10-43,77
CN-HCN2,0. 10-54,69
NH3NH4+1,8. 10-54,75
N2H4N2H5+9,0. 10-76,05
bases
muy débiles
NH2OHNH3OH+1,0. 10-99,00
C6H5NH2C6H5NH3+3,8. 10-109,42
de las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base conjugada será muy fuerte.

La teoría de Brönsted ‑ Lowry también tiene sus limitaciones, ya que hay sustancias con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrógeno.


Ejemplo de disociación de un ácido:
   HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl (ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl (base conjugada).

Ejemplo de disociación de una base:
NH3 (g) + H2(l)   ® NH4+ + OH
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).


6. DEFINICIÓN DE ÁCIDO-BASE SEGÚN LEWIS

También en 1923, G. N. Lewis da una definición más amplia de ácido y de base:

  • Ácido: Sustancia electrónicamente deficiente, capaz de aceptar un par de electrones.
  • Base: Sustancia capaz de ceder un par de electrones.
Vamos a ver un ejemplo: el tricloruro de aluminio (AlCl3). Su estructura de Lewis será:

el Aluminio es deficitario en electrones, sólo tiene 6 de electrones a su alrededor, 3 suyos y otros tres compartidos por sendos átomos de cloro, por tanto, el átomo de Aluminio dispone de un orbital vacío que puede albergar electrones, por lo que actuará como un ácido de Lewis, por ejemplo:
AlCl3+Cl-AlCl4-

ácidobase

Lo mismo le ocurre al trifluoruro de boro, ya que también es deficitario en electrones, tal y como se muestra en el siguiente gráfico:


Las reacciones ácido ‑ base según la teoría de Brönsted ‑ Lowry, también pueden explicarse con la teoría de Lewis, por ejemplo:

está claro que las bases de Brönsted ‑ Lowry reaccionan dando electrones a un protón, luego coinciden con la definición de base de Lewis; sin embargo, un ácido de Brönsted ‑ Lowry necesita de un protón para transferirlo a otra molécula, mientras que la definición de Lewis no lo requiere.

Pero como nosotros estamos más interesados en las disoluciones acuosas en donde las reacciones ácido ‑ base implican la transferencia del protón, las definiciones de Brönsted ‑ Lowry nos serán de mayor utilidad.

Ejemplos:
·      HCl (g) + H2(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) + H2(l) Á NH4+(ac) + OH(ac)
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+).
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
  AlCl3 +    :NH3        Þ         Cl3Al:NH3



Comparación entre los tres modelos


7. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH

Según Brönsted‑Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:

H2O+H2OH3O++OH-
ácido1+base2ácido2+base1
esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:
considerando la [H2O] como constante, resulta:
Kw = K . [H2O]² = [H3O+].[OH-]
que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:
Kw = [H3O+].[OH-] =10-14

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:
si [H3O+] > [OH-], es decir [H3O+] > 10-7
disolución ácida
si [H3O+] = [OH-] = 10-7    disolución neutra
si [H3O+] < [OH-], es decir [H3O+] < 10-7disolución básica

Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:
pH = ‑ log [H3O+]
entonces:
  • Para disoluciones ácidas  pH < 7
  • Para disoluciones neutras pH = 7
  • Para disoluciones básicas pH > 7
En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de sustancias comunes:
También se puede definir el pOH como:            pOH = ‑ log [OH-]         

y se debe cumplir la relación:            
pH + pOH = 14

Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H3O+ del agua, en general, es despreciable siempre que la [H3O+] debida al ácido sea mayor o igual a 1O-6 M.
Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido (Ka) y la constante de basicidad (Kb) de su base conjugada:

ecuación que demostraremos en el punto 7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos de las constantes que te dimos en el punto 3 de este mismo tema.

Tipos de disoluciones
·      Ácidas:  [H3O+] > 10–7 M Þ pH < 7
·      Básicas: [H3O+] < 10–7 M Þ pH > 7
·      Neutras: [H3O+] = 10–7 M Þ pH = 7

En todos los casos: Kw = [H3O+x [OH]

Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como Kw = [H3O+[OH] = 10‑14 M2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de 25 ºC.

Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H3O+]  y el pOH a la temperatura de 25ºC?

pH = –log [H3O+] = 12,6,  de donde se deduce que: [H3O+] = 10pH = 10‑12,6 M = 2,5x10‑13 M

Como Kw = [H3O+[OH] = 10–14 M2, entonces:



pOH = – log [OH] = – log 0,04 M = 1,4

Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

ANIMACIONES

 


7.1. Ácidos y bases fuertes
Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la disolución no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la reacción es fácil calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH‑) y a partir de ahí su pH.


Están totalmente disociados.

Ejemplos:
·      HCl (ac) ® Cl  + H+
·      NaOH (ac) ® Na+ + OH

7.2. Ácidos y bases débiles
Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH‑) teniendo en cuenta que se trata de un equilibrio que viene determinado por su constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).


Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente
Ejemplos:
·      CH3–COOH (ac) ----------- CH3–COO  + H+
·      NH3 (ac)+ H2O ------------- NH4+ + OH

Ejemplo:
Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

El NaOH proporciona OH a la disolución: NaOH (ac) ® Na+ + OH, por lo que HCO3 + OH  ® CO32– + H2O, es decir, el ión HCO3 actúa como ácido.

Asimismo, el HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) ® H+ + Cl. por lo que HCO3 + H+ ® H2CO3   (CO2 + H2O), es decir, el ión HCO3 actúa como base.

7.3. Fuerza de los ácidos.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O@ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
HA  + H2O ----------------- A  + H3O+


Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100      El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1          El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

Ejemplo:
 El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 x10‑5 M.

8.4. Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:

Ejemplo:
·      H2CO3   + H2O Á HCO3–  +  H3O+
·      HCO3–  + H2O Á CO32–  +  H3O+

  
Ka1 = 4,5x10–7 M                           Ka2 = 5,7x10–11 M

La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

Ejemplo:
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4, HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4 0,08 M.

Equilibrio 1:        H3PO4   + H2O Á H2PO4–  +  H3O+ ;
c0 (mol x l-1):         0,08                        0            0
ceq (mol x l-1):      0,08 – x                    x            x



Equilibrio 2:        H2PO4–  + H2O Á  HPO42– +  H3O+ ;
c0 (mol x l-1):          0,021                      0          0,021
ceq (mol x l-1):    0,021 – y                    y       0,021 + y 


Equilibrio 3:        HPO42–  + H2O Á  PO43– +  H3O+ ;
c0 (mol x l-1):      
                  0          0,021
ceq (mol x l-1): 
– z                 z       0,021 + z 


[H3O+] = [H2PO4] = 0,021 M ;  [HPO42–] = 6,2 x 10–8 ;  [PO43–] = 6,5 x 10–19 M

ANIMACIONES

      


7.5. Fuerza de las bases.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O@ constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B  + H2O ------ BH+  + OH.
Kb se le llama constante de basicididad.

pK :   Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka ;    pKb= –log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

Equilibrio:              NH+ H2O  Á   NH4+ +   OH
c0 (mol x l-1):             0,2                      0            0
ceq (mol x l-1):         0,2 – x                 x             x

De donde se deduce que  x = [OH] = 1,9 x 10–3 M

pOH = – log [OH] = – log 1,9 x 10–3 =  2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

7.6. Relación entre Ka y Kb conjugada.
Equilibrio de disociación de un ácido: HA  + H2O ------ A + H3O+
Reacción de la base conjugada con el aguaA + H2O  ------- AH + OH 

En la práctica, esta relación (Kx K= KW) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh). 

Ejemplo:
Calcular la Kdel KCN si sabemos que la K del HCN vale 4,9x10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN + H2O --------- HCN  + OH

7.7. Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “a
En la disociación de un ácido o una base:
Igualmente:
En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c  o Kb/c < 10–4), a se desprecia frente a 1 con lo que:  K= c a2     (o K= c a2 )
De donde: 
Igualmente


Ejemplo (Selectividad. Madrid Previo 1998).
Una disolución de HBO2 en concentración 10-2 M tiene un valor de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b)Calcule la constante de disociación del ácido (Ka). c) Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se obtendrá?

a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51x10–6 M
 
lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2, será pues, relativamente fuerte.

b) Ka = ca2 = 10–2 ·(2,51x10–4) = 6,3x10–10

c) 

d)     Se neutralizan exactamente: [BO2] = 0,1 M



8. HIDRÓLISIS DE SALES

La hidrólisis es una reacción ácido‑base que se produce al disolver determinadas sales en agua. La reacción tiene lugar entre uno de los iones de la sal y el agua y, hay que tener en cuenta que se trata de una reacción de equilibrio. Sólo pueden dar hidrólisis los siguientes iones:

a) Los aniones, (carga negativa), procedentes de los ácidos débiles (Ka pequeñas).

b) Los cationes, (carga positiva), procedentes de las bases débiles (Kb pequeñas).

Tipos de hidrólisis.

Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:

  • Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
  • Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
  • Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
  • Sales procedentes de ácido débil y base débil.
8.1. Sales de ácido fuerte y base fuerte
Estas sales no se hidrolizan. Todas las sales se disocian completamente en sus iones (ya que son compuestos iónicos), pero en el caso de las sales de ácido fuerte y base fuerte, estos iones no reaccionan con el agua. Por ejemplo:

Na2SO4       2 Na+ + SO4-2           (reacción totalmente desplazada)
H2SO4 + 2 H2O                       SO4-2 + 2 H3O+
al ser un ácido fuerte, esta reacción también estará muy desplazada, por lo tanto la reacción inversa, es decir, la del anión con el agua para volver a dar el ácido, no se podrá dar (y ésta sería la reacción de hidrólisis).

Para el otro ion de la sal (Na+), al proceder de una base fuerte, le ocurrirá lo mismo:
Na(OH)       Na+ + OH-
esta reacción está totalmente desplazada a la derecha, por lo que la reacción inversa, la del catión con el agua para volver a dar el hidróxido sódico, nunca se dará.

Otro ejemplo de este tipo de sales es:

MgCl2          Mg+2 + 2 Cl-
el cloruro magnésico proviene del ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte, y del hidróxido magnésico, que es una base fuerte, por lo que ni el catión magnesio Mg+2, ni el anión cloruro Cl-, se hidrolizarán.

Al disolver este tipo de sales en agua, el pH resultante es igual a 7, ya que al no producirse ni un exceso de protones ni de iones hidroxilo, el pH será el del agua.

Ejemplo: NaCl

NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl que es una base muy débil  apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

Na+ + 2 H2¬¾ NaOH  + H3O+

Cl + H2O  ¬¾  HCl  + OH

están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante.

8.2. Sales de ácido fuerte y base débil
En este caso, el anión no se hidrolizará ya que proviene de un ácido fuerte, pero si se hidrolizará el catión ya que proviene de una base débil.

Darán lugar a soluciones acuosas ácidas puesto que el catión reacciona con el agua para dar protones.

Vamos a ver un ejemplo con la sal de cloruro amónico 
(NH4Cl):
(reacción completamente desplazada)
el anión no reaccionará con el agua al provenir de un ácido fuerte:
Cl-   +   H2O       no reacciona
el catión al provenir de una base débil reacciona con el agua de la siguiente manera (y ésta es la reacción de hidrólisis):
NH4+ + 2 H2O      NH4OH + H3O+
la constante de esta reacción de hidrólisis será:
si multiplicamos y dividimos por [OH-] resulta:
por otra parte:

luego:
esta ecuación nos permite calcular la constante de hidrólisis conociendo Kw y la constante de disociación de la base débil (Kb).

Es fácil calcular la concentración de protones si se conoce la concentración de la sal en disolución (c) y la fracción de dicha sal que se hidroliza (a). Vamos a verlo con un ejemplo:

NH4ClNH4++Cl-
inicio (M)c00
equilibrio (M)0cc
ya que la reacción está totalmente desplazada.

Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:
NH4++2 H2ONH4OH+H3O+
inicio (M)c-00
equilibrio (M)c(1 - a)-caca
sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:
si Kh < 1O-4, entonces a se puede despreciar frente a 1 y resulta que:
de donde:

y una vez determinado la concentración de protones, ya podemos calcular el pH que dejará la disolución de dicha sal (y el pOH).
pH = ‑ log [H3O+]   
pOH = 14  -   pH
recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido fuerte – base débil, la disolución resultante debe ser ácida, por lo que el pH calculado debe ser inferior a 7.

8.3. Sales de ácido débil y base fuerte
En este caso es el anión procedente del ácido el que reacciona con el agua hidrolizándose y dará lugar a disoluciones básicas porque el anión al reaccionar con el agua producirá aniones OH‑ como veremos en el siguiente ejemplo:

CH3COONa           CH3COO - + Na+
(reacción completamente desplazada)
como el catión proviene de una base fuerte no se hidrolizará:
Na+      +   H2O       no reacciona
pero el anión al provenir de un ácido débil si reaccionará con el agua según la siguiente reacción de hidrólisis:
CH3COO- + H2O              CH3COOH + OH-
multiplicando y dividiendo por [H3O+] resulta:
por otra parte:
luego:
de la misma forma que en el caso anterior, para calcular el pH de la disolución de una sal de este tipo:
CH3COONaCH3COO-+Na+
inicio (M)c00
equilibrio (M)0cc
ya que la reacción está totalmente desplazada. Como el anión proviene de un ácido débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:

CH3COO-    +    H2O           CH3COOH+OH
inicio (M)c-                       00
equilibrio (M)c(1 - a)-        caca

sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:

si Kh < 1O-4, entonces a se puede despreciar frente a 1 y resulta que:
de donde:

y una vez determinado la concentración de iones hidroxilo, ya podemos calcular el pOH, y a partir de él, el pH que dejará la disolución de dicha sal.
pOH = ‑ log [OH-]   
pH = 14  -   pOH
recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido débil – base fuerte, la disolución resultante debe ser básica, por lo que el pH calculado debe ser superior a 7.

Ejemplo: Na+CH3–COO
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO + H2Á CH3–COOH + OH

lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).

8.4.  Sales de ácido débil y base débil
Tanto el anión como el catión se hidrolizan, por lo tanto, el carácter ácido o básico de la disolución resultante dependerá de cuál de las dos reacciones de hidrólisis tenga lugar con mayor extensión, (mayor Kh). Vamos a ver un ejemplo:
en este caso, tanto el anión como el catión se hidrolizan por provenir de ácidos y bases débiles, según las siguientes reacciones:

en este caso, dado que Ka < Kb se cumplirá que Kh1 < Kh2 (puesto que son inversamente proporcionales a las constantes Ka y Kb respectivamente), luego la disolución tendrá un pH básico.

Ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN) es mayor que Ka(NH4+)

Ejemplo:Sabiendo que K(HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M. ·
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:
CN + H2O ------- HCN + OH

Hidrólisis:          CN + H2O  Á  HCN    +   OH
Conc inin. (M)     0,01                     0             0
          Conc equil
(M) 0,01(1–a)          0,01a    0,01a


Despreciando a frente a 1, se obtiene que a = 0,05

Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la ecuación de segundo grado que nos daría un a = 0,0488.
pH = –log [H3O+] = –log 2,0 x 10–11 M = 10,7

ANIMACIONES
 


9. INDICADORES ÁCIDO-BASE

Los indicadores son compuestos orgánicos de carácter ácido o básico débil y que tienen la propiedad de cambiar de color según el pH, es decir, que la forma ionizada tiene distinto color a la forma no ionizada, por ejemplo:
HIn + H2O           In- + H3O+
donde HIn e In- poseen distinta coloración. Dicho cambio de coloración se produce en un intervalo de pH definido y relativamente estrecho.

Si se añade OH- el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se verá el color de la forma In‑, en caso contrario, si se añaden protones, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y se verá el color de la forma HIn. Este cambio de color tendrá lugar a un determinado pH según el tipo de indicador utilizado.

Del equilibrio anterior se obtiene:

pero, en el instante de viraje o de cambio de color del indicador, ambas formas coloreadas coexisten, siendo sus concentraciones iguales:
[In] = [HIn]
sustituyendo y simplificando de la Ka:

es decir, el pH de viraje del indicador es igual a la pKa de éste.

Ahora bien, si en la disolución hay 10 veces más de concentración de un ion que del otro (por lo menos), el ojo humano apreciará el color de la especie que exista en mayor cantidad, por lo tanto es fácil demostrar que el indicador tendrá un intervalo de cambio viraje de:

pH = pKa ± 1
Hay una gran gama de indicadores ácido‑base que cambian de color entre pH 0 y 14. Aquí te presentamos algunos de ellos con los intervalos de viraje y el cambio de coloración:

Si se quiere conocer de forma aproximada el pH de una disolución, se utiliza el indicador universal, que es una mezcla en volúmenes iguales de rojo de metilo, timolftaleina, fenolftaleina, a‑nalftolftaleina y azul de bromotinol, que da un color rojo a pH = 4 pasando a violeta para pH = 11.



Algunos indicadores de los más utilizados son:
Indicador
Color forma ácida
Color forma básica
Zona de viraje (pH)
     Violeta de metilo
       Amarillo
       Violeta
0-2
     Rojo Congo
       Azul
       Rojo
3-5
     Rojo de metilo
       Rojo
       Amarillo
4-6
     Tornasol
       Rojo
       Azul
6-8
     Fenolftaleína
       Incoloro
       Rosa
8-10


ANIMACIONES


10. VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE

Muchas veces, necesitaremos calcular la concentración de una disolución. Si la disolución es ácida o básica, un método muy utilizado es la volumetría (medición de volúmenes). Se denomina:

  • Alcalimetría: Valoración de una disolución básica mediante una disolución ácida de concentración conocida. 
  • Acidimetría: Valoración de una disolución ácida mediante una disolución básica de concentración conocida. 
El material a utilizar es siempre el mismo:
  • Vaso matraz erlenmeyer. 
  • Una bureta. 
  • Un indicador adecuado. 
Se pueden presentar varios casos:
  
10.1. Valoración ácido fuerte - base fuerte
Por ejemplo:

la sal formada se ioniza y ni el catión ni el anión se hidrolizan (ya que provienen de un ácido fuerte y una base fuerte).

Supongamos que tenemos 1 mol de ácido sulfúrico en disolución. Como por cada mol de ácido sulfúrico se forma un mol de sal, el punto de equivalencia se alcanzará cuando se haya añadido la suficiente sosa como para formar ese mol de sal (por estequiometría sabemos que serían 2 moles de NaOH).

El hecho de que las relaciones molares no sean siempre 1:1, (en este caso es 1:2), llevó a introducir el concepto de equivalente para utilizarlo en lugar de mol y así los ácidos y las bases reaccionan siempre equivalente a equivalente. En este caso:



También se define otra forma de calcular la concentración que es la normalidad (N):

Luego el punto de equivalencia es aquel en el que se han añadido una cantidad de equivalentes de base igual a los del ácido que tenemos.

El pH de equivalencia, si la valoración es de un ácido fuerte con una base fuerte, será de 7, luego habrá que buscar un indicador que cambie de color alrededor de estos pHs neutros.

El proceso a seguir es el siguiente: tenemos en un vaso de precipitados una disolución ácida de concentración perfectamente conocida y le añadimos unas gotas de indicador. Luego, gota a gota, mediante una bureta, vamos añadiendo la base cuya concentración queremos conocer. Al principio la base añadida reaccionará con el ácido y desaparecerá formando la sal. Como el ácido también irá desapareciendo, el pH irá aumentando. Cuando nos acerquemos al punto de equivalencia y ya no quede ácido en la disolución, la siguiente gota de base hará que el indicador cambie de color ya que el pH subirá considerablemente y sabremos que hemos llegado a ese punto de equivalencia. En ese momento, medimos el volumen de base que hemos añadido y aplicando la ecuación:

nº equivalentes ácido = nº equivalentes base
Na . Va = Nb . Vb
podremos calcular Nb que es lo único que desconocemos.

Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría y para ello es conveniente construirse una curva de valoración que nos da el pH en función del volumen de base añadido:

en la primera gráfica los tres indicadores serían válidos, pero en la segunda, el naranja de metilo y el rojo de metilo no se podrían utilizar ya que cambian de color a pHs lejos del punto de equivalencia (que se encuentra en el punto de inflexión de la curva de valoración). 

10.2. Valoración ácido débil - base fuerte
Se forma la sal de un ácido débil y base fuerte, cuyo anión sufre hidrólisis y por lo tanto el pH final de equivalencia será básico, es decir, pH > 7. Hay que utilizar un indicador de la zona básica.

Un ejemplo de este tipo de valoraciones puede ser el propuesto en el ejercicio 455 de este tema. En él se pretende valorar 50 ml de ácido acético 0'1 M con hidróxido sódico también 0'1 M. Los datos del pH resultante de la disolución, a medida que se va añadiendo volumen de sosa, son:

Vol Na(OH) ml
pH
Vol Na(OH) mlpHVol Na(OH) mlpH
02’88405’365211’29
53’80455’715311’46
104’15465´825411’57
154´39475’955511’68
204’58486’136011´96
254’76496´446512’11
304´93508’737012’22
355’125111’07512’30

y si representamos estos datos en papel milimetrado:

 

se observa que, en torno al punto de equivalencia, que evidentemente se produce cuando se ha añadido 50 ml de hidróxido sódico (ya que las concentraciones del ácido acético y de la sosa son iguales), los saltos de pH son mucho más bruscos, y que el pH se neutralización es de 8'73, que obviamente es un pH básico, luego el indicador adecuado a elegir para esta valoración debe virar en la zona básica, por ejemplo la fenolftaleina.

10.3.-Valoración ácido fuerte - base débil
Se forma la sal de un ácido fuerte y una base débil cuyo catión sufre hidrólisis y por lo tanto el pH final de equivalencia será ácido, es decir, pH < 7. Hay que utilizar un indicador que cambie de color en la zona ácida como puede ser el naranja de metilo.

.
Ejemplo de valoraciones ácido-base.
100 ml de una disolución de H2SOse neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)¿Cuál será la [H2SO4]?

3 H2SO4 + 2 Al(OH)® 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
n(H2SO4x 2 = n[Al(OH)3] x 3

25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x  Mácido x 2,  de donde:

Vácido x  Nácido  Vbase x Nbase   (Nbase= 3 x Mbase)
100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Þ Nácido = 1,5 N
 

Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos:
n(Al(OH)3 = V x M = 25 ml x 2 M = 50 mmoles:
3 H2SO4 + 2 Al(OH)® 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O

           
ANIMACIONES

    


Soluciones ácido-base


11. ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

El pH de una mezcla amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. En la disociación del ácido acético:

la constante de equilbrio es:
Si tomamos logaritmos:
Y cambiando de signos:
o lo que es lo mismo:
y reordenando,
que es la fórmula conocida como la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Teniendo en cuenta que el ácido acético es muy débil y, por tanto, el equilibrio de disociación está casi totalmente desplazado hacia la izquierda (desplazamiento favorecido por la presencia de cantidades notables de acetato) podremos sustituir en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, sin introducir errores, la concentración de acético libre por la de acético total ([AcH]=[ácido]).

Análogamente, como el acetato sódico está completamente disociado podemos considerar que la concentración del ión acetato coincide con la concentración de sal ([Ac-]=[sal]).

Con estas modificaciones podemos expresar la ecuación de Henderson-Hasselbalch de una forma válida para todos los amortiguadores (no sólo para el acético/acetato):
A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente las propiedades de los amortiguadores:

El pH de una disolución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pK), de modo que para cantidades equimoleculares de sal y de ácido, el pH es justamente el pK de este ácido. Dicho de otra forma, se puede definir el pK de un ácido débil como el pH del sistema amortiguador que se obtiene cuando [sal] = [ácido] (ver Figura).


El pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente, pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia la derecha, aumentando la [sal] y disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH 7).

Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha). Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua hasta que uno de los componentes está próximo a agotarse.

Ejemplo


12. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS O TAMPÓN

Algunas reacciones, de tipo bioquímico especialmente, requieren medios en los que el pH no varíe.

Las disoluciones amortiguadoras, también llamadas tampón, cumplen este fin, mantienen el pH constante al añadirles pequeñas cantidades de ácido o de base.

Estas soluciones son siempre de un ácido débil y su sal con una base fuerte o viceversa, es decir de una base débil y su sal con un ácido fuerte. Por ejemplo:

CH3COOH     y          CH3COONa
NH4OH           y          NH4Cl
Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:
CH3COOH  + H2O          CH3COO- + H3O+
que es el responsable de la regulación del pH, siempre que sean grandes las concentraciones del ácido acético y de su base conjugada frente a la cantidad de ácido o de base añadidos.

Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones [H3O+] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, consumiéndose algo de iones CH3COO‑, que se combinan con los protones en exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H3O+] y por lo tanto el pH.

De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene casi constante su concentración.


Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón resolviendo el siguiente ejercici
o:

EJEMPLO: Calcular la variación de pH que se produce al añadir 1 ml. de HCl 1 M a un litro de:    

a) agua pura.
b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M.

DATO: Ka = 1,85.10-5

a) al añadir 1 nl. de HCl 0'1 M a un litro de agua, la nueva concentración de HCl será:
moles = M.V = 1 . 0'001  =  0'001 moles de HCl
M = n/V  =  0'001/(1+0'001)  »  0'001 M de HCl
como el ácido clorhídrico, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente:

HCl
+
H2O
H3O+
+
Cl-
inicio (M)
0,001
-
0
0
Final (M)
0
-
0,001
0,001


y como el pH original del agua es de 7, podemos decir que el pH de la disolución resultante ha descendido en 4 unidades.

b) Para la disolución reguladora, tenemos:
 [H3O+] = 0'001 M
pH = ‑ Log (0'001) = 3

- antes de añadir el HCl:
[CH3COO] = 0'5 M               [CH3COOH] = 0'5 M
ya que al ser grande la concentración de CH3COO, apenas estará disociado el ácido acético, mucho menos que en agua pura por el efecto del ion común. Por lo tanto, sustituyendo en la constante de acidez:
luego:
[H3O+] = 1'85.10-5        ;           pH = 4'733

- después de añadir el HCl: como 1 cc. de HCl 1 M contiene 0'001 moles de HCl (ácido fuerte), éste reacciona con 0'001 moles de CH3COO (base fuerte) para formar 0'001 moles de CH3COOH (ácido débil), y por lo tanto, aproximando el volumen total que es de 1'001 litros a 1 litro:
[CH3COO] = 0'499 M                       [CH3COOH] = 0'501 M
y sustituyendo en la constante de acidez:
luego:
[H3O+] = 1'857.10-5       ;        pH = 4'731
vemos que el pH, ahora solamente ha variado en 2 milésimas, es decir, que prácticamente se ha mantenido constante.

ANIMACIONES

    

CONCENTRACIONES

12. APLICACIONES



Las reacciones químicas en las que participan los ácidos y las bases tienen importancia por las aplicaciones que encuentran. Mediante distintos procesos industriales se obtienen ácidos y bases que suelen ser la materia prima de otras sustancias necesarias para el hombre. En la naturaleza encontramos muchas de estas sustancias. Algunas de ellas juegan un importante papel en los seres vivos. Por ejemplo, el ácido carbónico es fundamental en mantener constante del pH de la sangre; el ácido láctico y el ácido butanoico (presentes en la leche y mantequilla) se forman por la acción bacteriana sobre los hidratos de carbono.



Formación de estalactitas por la acción del CO2 y del CO3Ca en suelos calizos


El salfumán todavía se utiliza como agente de limpieza en situaciones de suciedad elevada. Se trata de disolución de ácido clorhídrico concentrado, tanto que libera vapores de HCl, muy peligrosos si se respiran directamente.

¿Y los desatascadores de tuberías? Si te has fijado en los que se presentan en estado sólido, se trata de escamas o lentajas blancas, que dejan un tacto jabonoso en contacto con la piel (que debes evitar). Se trata de NaOH, y se utiliza como desatascador por el carácter fuertemente exotérmico de su disolución en agua, que reblandece por calentamiento las masas de materia orgánica que atascan las tuberías.

En la limpieza del cabello se utilizan champús que la propaganda dice que son ácidos, ya que el pelo y la piel tienen un pH ligeramente ácido, de aproximadamente 5, como ves en la imagen. Los jabones caseros que se utilizaban hace muchos años eran muy básicos, alterando el pH natural de piel y cabello, que se volvía quebradizo. Por esa razón, había costumbre de enjuagar el cabello con agua que llevaba vinagre, que suavizaba el pelo y le devolvía a su pH normal. ¡La sabiduría popular tenía una base química!

Ten en cuenta que los ácidos y bases son sustancias en general peligrosas, sobre todo cuando están concentrados, por su alto poder corrosivo, y que hay que tener mucho cuidado con su manejo. Los símbolos de manipulación de sustancias peligrosas incluyen el carácter corrosivo. Si te fijas, lo verás en los camiones que transportan mercancías peligrosas, y también en el etiquetado de productos que tengan esa característica.

Lluvia ácida


Antiácidos
Las membranas mucosas que revisten el estómago segregan los jugos gástricos, que contienen ácido clorhídrico para ayudar en la digestión de los alimentos.

En circunstancias normales, el jugo gástrico muestra un rango de pH entre 1 y 2 debido al HCl. Un valor tan elevado de acidez cumple múltiples funciones: destruye muchas de las bacterias patógenas contenidas en los alimentos; es el pH óptimo para que las enzimas gástricas (pepsina y renina) muestren su máxima eficacia para hidrolizar las proteínas; solubilizan sustancias que contienen hierro y calcio, etc.

Algunas veces, debido al abuso en la comida, el estómago responde produciendo un exceso de ácido clorhídrico, lo que da lugar a acidez de estómago, una sensación de quemazón que suele extenderse desde el estómago al cuello. La causa de este malestar es el paso de jugo gástrico desde el estómago hacia el esófago, que no está preparado para soportar un elevado grado de acidez.

Para aliviar el dolor causado por la acidez de estómago se emplean sustancias básicas llamadas genéricamentemedicamentos antiácidos, cuya función es neutralizar el exceso de ácido clorhídrico.

Uno de los más utilizados es el NaHCO3 (bicarbonato de sodio), aunque no está recomendado para las personas con hipertensión, ya que una concentración alta de iones sodio tiende a aumentar la tensión arterial. Otro de los problemas del bicarbonato es que modifica rápidamente el pH del estómago y provoca un efecto rebote, de manera que el estómago segrega inmediatamente una cantidad mayor de HCl.

El Alka-Seltzer es un antiácido que, además de bicarbonato, contiene ácido cítrico y aspirina. Este antiácido algunas veces es perjudicial, debido a que la aspirina puede ser dañina para las personas con úlceras y otros desarreglos estomacales.

Los antiácidos mas empleados actualmente son hidróxidos y sales insolubles de aluminio y magnesio. El más conocido es el Almax, cuyo principio activo es el almagato, un preparado inorgánico cristalino de alumnio-magnesio hidroxicarbonato hidratado, que actúa como un antiácido neutralizando el exceso de ácido y aumentando el pH gástrico.

El pH de la sangre
El pH de la sangre debe mantenerse entre 7,35 y 7,45, ya que la actividad de las enzimas que catalizan la mayor parte de las reacciones que tienen lugar en la sangre solamente actúan dentro de ese intervalo de pH: variaciones de unas décimas por encima o por debajo pueden producir la muerte.
Para conseguir mantener constante el pH, en la sangre hay varios sistemas amortiguadores, siendo el más importante el tampon bicarbonato-ácido carbónico.

H2CO3 + H2O ↔ HCO3- + H3O+

El H2CO3 se descompone en CO2 y agua, y el CO2 se puede eliminar de la sangre en los pulmones y expulsarlo al respirar.

Cuando aumenta la cantidad de iones hidronio, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, de forma que el exceso de CO2 se elimina en los pulmones.

Cuando aumenta la cantidad de iones hidróxido, disminuye la de hidronio y el equilibrio se desplaza a la derecha. El exceso de bicarbonato se elimina a través de los riñones.

ANIMCIONES




RESUMEN




13. CUESTIONES Y PROBLEMAS

Ejercicios ácido-base 1
Ejercicios ácido-base 2
Ejercicios ácido-base Soluciones
Ejercicios ácido-base 3
Ejercicios ácido-base con soluciones
Ejercicios ácido-base 4
Ejercicios ácido-base 5
Ejercicios ácido-base 6
Ejercicios ácido-base 7
Test Soluciones
Problemas Resueltos
Problemas Resueltos
Problemas Resueltos
Test
Ejercicios Ácidos y Bases
Testeando
Ejercicios resueltos
Ejercicios de refuerzo
Ejercicios de ampliación
Ejercicios con solución
Autoevaluación1
Autoevaluación2
Test interactivo
Frase revuelta
Crucigrama ácido-base
Rellena los huecos
Test interactivo 
Tabla de c. ionización de ác. y bases
Ácido-base. PAU Andalucía
Transferencia de protones 
Ácido-base
Ácido-base )
Transferencia de protonest
Equilibrios ácido-base 
problemas ácido-base 
problemas hidrólisis
Ácido-base
Ácido-base 
Reacciones ácido-base 
Ácido-base 
Universidad de Cantabria 

Ejercicios de Selectividad
Ejercicios de clase 1
Ejercicios de clase 2 

Relacionar conceptos2
Relacionar conceptos 3


14. PRÁCTICAS

             

En casa y con gaseosa
Preparación de disoluciones
Valoración HCl (anexa en apuntes)
Valoración Acidez Total del vinagre
Valoración del contenido de ácido acético del vinagre
Valoración ácido fuerte-base fuerte
Valoración ácido-base
Hidrólisis de sales
Disociación HCl en agua (Iowa Univ.)
Amoniaco en agua (Iowa Univ.)
Reacción HCl y NaOH (Iowa Univ.)
Equilibrio iónico del agua (Iowa Univ.)
Hidrólisis ácida: NH4Cl en agua (Iowa Univ.)
Valoración con indicador adecuado
Valoración con indicador inadecuado


15. OTROS CONTENIDOS

Ácido.base 1
Ácido.base 2
Ácido.base 4
Fuerza de ácidos y bases
Indicadores pH y tampones
Ácido.base 4
Ácido.base 5
Ácido.base 6
Ácido.base 7
Apuntes de ácido/base 


16. VÍDEOS

Tema - • Equilibrios ácido-base
Introducción Capítulo 16 - Equilibrios ácido-base
Este video es la introducción del capítulo 16 de la web del curso.

Buffering Acción en Alkaselzter
Este video muestra la acción tampón en alkaselzter tabletas.

La calibración de la sonda de pH CBL
Este video muestra el proceso de calibración de una sonda de pH con un CBL y TI-83 + calculadora. 

Fase gas de reacción HCl y NH 3
Este video muestra la reacción en fase gaseosa entre HCl y NH 3 . Sin versión en video de YouTube disponible 


versión opcional 
Indicador de col roja
Este video muestra los cambios de color de una solución de col roja como los cambios de pH. 

Strong Acid, ácido débil, y el tampón de
este video muestra las concentraciones de iones de hidrógeno relativo es una solución de HCl, CH 3 COOH, y un CH 3 COOH-CH 3tampón COONa mediante la comparación de la velocidad de reacción con CaCO 3 . 

El bicarbonato de sodio Submarino
Este video muestra la reacción ácido-base en el bicarbonato de sodio se utiliza para operar un submarino de juguete.

Indicador universal
Este video muestra los cambios de color para la solución de indicador universal como los cambios de pH.

Síntesis de la aspirina Lab
Este video muestra la síntesis de la aspirina. 

Más vídeos 
Ácidos en acción
La lombarda. Indicador de pH
Valoración ácido-base
Disolución tampón
pH de sustancias comunes
Disociación de ácidos y bases
Ácidos y bases: Neutralización
Valoración ácido - base
Titulación Acido-Base con azul de bromotimol
Titulación Acido base con fenolftaleína
Valoración ácido-base

No hay comentarios: