1 Ácido-base f6tto&feature=related video motivacional acidos y bases

11

Ácido-BaseÁcido-Basehttp://www.youtube.com/watch?v=U7ocLLF6Tto&feature=related

Video Motivacional Acidos y Bases

22

CONTENIDOSCONTENIDOS• Teorías de ácido-base.

1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.2. Teoría de Brönsted-Lowry.3. Teoría de Lewis

• Ácidos.

• Bases.

• pH y Escala de pH.

• Cálculo de pH y pOH.

• Reacciones de neutralización. Disoluciones amortiguadoras.

• Enunciar las principales teorías de ácido base.

• Diferenciar compuestos ácidos de los básicos.

• Distinguir e interpretar la escala de pH.

• Conocer y determinar pH y pOH en función de una concentración dada.

• Comprender la reacciones de neutralización.

33

OBJETIVOSOBJETIVOS

44

CaracterísticasCaracterísticasÁCIDOSÁCIDOS::

• Tienen sabor agrio.• Son corrosivos para la piel.• Enrojecen ciertos colorantes vegetales.• Disuelven sustancias Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman

soluciones conductoras de electricidad. Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en

solución. Ejemplo: HI H+ + I-

• Atacan a los metales desprendiendo H2.Ejemplo: Mg + 2HCl H2(g) + Mg+2 + 2Cl-

• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

55

ÁcidosÁcidos

Ácido inorgánico

Ácido orgánico

HA

AxHKa

CaracterísticasCaracterísticas

BASESBASES::• Tiene sabor amargo.• Suaves al tacto (sensación jabonosa) pero corrosivos con

la piel.• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.• Precipitan sustancias disueltas por ácidos.• Disuelven grasas. Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual

que los ácidos, aunque los iones que forman son , obviamente, diferentes.

Ejemplo: NaOH Na+ + OH-

• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

66

77

Algunos indicadores de pHAlgunos indicadores de pH

IndicadorColor forma

ácidaColor forma

básicaZona 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

88

Definición de Definición de Svante Svante ArrheniusArrhenius

• Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”.– Hay sustancias (electrolitos) que en

disolución se disocian en cationes y aniones.

ÁCIDO:ÁCIDO:

• Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.

• Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidrógeno al medio (H+).

Ejemplos: HCl H+ + Cl-

H2SO4 2 H+ + SO4-2

HNO3 H+ + NO3 -

99

BASE:BASE:

• Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidróxido al medio (OH-)

Ejemplos: LiOH Li+ + OH-

Al(OH)3 Al+3 + 3 OH-

Sn(OH)4 Sn+4 + 4 OH-

1010

1111

DisociaciónDisociación• ÁCIDOS:

• AH (en disolución acuosa) A– + H+

• Ejemplos: – HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+

– H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

• BASES:

• BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

• Ejemplo: – NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

1212

NeutralizaciónNeutralización

• 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–)

1313

Teoría de Brönsted-Lowry.Teoría de Brönsted-Lowry.• ÁCIDOS:

• “Sustancia que en disolución cede H+”.

• BASES:

• “Sustancia que en disolución acepta H+”.

ÁcidoÁcido

Corresponde a aquella entidad que puede donar o ceder iones hidrógeno al medio en solución (no necesariamente agua).

Ejemplos: HBr H+ + Br-

NH4+ NH3 + H+

H3PO4 3 H+ + PO4-3

1414

BaseBase

Corresponde a aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio en solución.

Ejemplos: HS- + H+ H2S

HPO4-2 + H+ H2PO4 -

HCO3- + H+ H2CO3

1515

1616

Par Ácido/base conjugadoPar 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”.ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)

– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

Para esta teoría, se establece lo siguiente:

Ácido Base + ión Hidrógeno (H+)

Cada ácido podrá generar una base y cada base más ión hidrógeno establecerá un ácido.

A su vez, esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado.

1717


Acido Base Conjugada + H+

Ejemplo:

HF H+ + F-

El HF es ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico.

1818


Base + H+ Ácido Conjugado

Ejemplo:

CO3-2 + H+ HCO3 –

El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado

1919

2020

Ejemplo de par Ácido/base Ejemplo de par Ácido/base conjugadoconjugado

Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)• En este caso 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)

2121

Teoría deTeoría de Gilbert N. Lewis Gilbert N. Lewis

ÁCIDOS:ÁCIDOS:• “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

BASES:BASES:• “Sustancia que contiene al menos un átomo

capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

2222

Teoría de Lewis (Ejemplos)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

+).

2323

Teoría de Lewis (cont.)Teoría de Lewis (cont.)

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

• AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 • Cl H Cl H

| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

2424

Equilibrio de ionización del agua.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:

• 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) • H3O+ · OH–

Kc = —————— H2O2

• Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

• conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”

[ ]× [ ] -w 3K H O OH

2525

Concepto de pH.Concepto de pH.

• El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2

• En el caso del agua pura:• ———–

H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M• Se denomina pH a:

• Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:

• pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad

pH = -log [ H+ ]

pOH = -log [ OH-]

pH + pOH = 14

2626

2727

Tipos de disolucionesTipos de disoluciones

• 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 10–14 M2

2828

Gráfica de pH en sustancias Gráfica de pH en sustancias comunescomunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada


2929

Región ácida Región neutra Región básica

[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]


3030

3131

Concepto de pOH.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 25ºC.

pOH log [OH ]

Cálculo de pH para ácidos Cálculo de pH para ácidos y bases débilesy bases débiles

pH = -log [ H+ ]

pOH = -log [ OH-]

pH + pOH = 14

3232

CKaH

C) Kb ( = OH -

Medida de acidezMedida de acidez

Una solución de HNO3 tiene una concentración 0,01 M. ¿Cuál es su pH?

Disociación: HNO3 → H+ + NO3-

Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M

pH = -log [H+]pH = -log 0,01pH = -log 10-2

pH = - (-2) log 10pH = 2 solución ácida

3333

Medida de alcalinidadMedida de alcalinidad

Una solución de NaOH tiene una concentración 0,1 M. ¿Cuál es su pH?

Disociación: NaOH → Na+ + OH-

Concentración: 0,1M 0,1M 0,1M

pOH = -log [OH-]pOH = -log 0,1pOH = -log 10-1

pOH = - (-1) log 10pOH = 1

pH = 13 solución básica3434

3535

Ejemplo:Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es El pH de una disolución acuosa es

12,6. ¿Cual será la 12,6. ¿Cual será la OHOH–– y el pOH a la y el pOH a la temperatura de 25ºC?temperatura de 25ºC?

• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13 M M

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• entonces:• KW 10–14 M2

OH– = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M

• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,41,4• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14


Corresponde a la reacción equivalente entre un ácido y una base.

Se genera en el proceso una sal y se libera agua.

El pH resultante es 7 (neutro).

3636


Para que ocurra la neutralización, deben reaccionar un mismo número de moles de ácido y de base.

C1xV1 = C2xV2

KOH + Hl = KI + H2O

3737

Base Ácido Sal

pH = 7


Se dispone de 100 mL de HNO3 0,4M para neutralizar 25 mL de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente la base?

C1 x V1 = C2 x V2

0,4M x V1 = 0,2M X 25mL

V1 = 5/0,4

V1 = 12,5 mL de ácido

3838

3939

Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes y débiles

• Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ()) Están totalmente disociados

– Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+

NaOH (ac) Na+ + OH–

• Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente

– Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+

NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–

4040

Electrolitos fuertes y débilesElectrolitos fuertes y débiles

[A–] [H+]

[H+][A–]

[HA][HA]

Ácido fuerte

[HA]

Ácido débil

4141

Ejemplo:Ejemplo: Justifica porqué el ión HCOJustifica porqué el ión HCO33– –

actúa como ácido frente al NaOH y como actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.base frente al HCl.

• El NaOH proporciona OH– a la disolución:• NaOH (ac) Na+ + OH–

• por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O• es decir, el ión HCO3

– actúa como ácido.

• El HCl proporciona H+ a la disolución:• HCl (ac) H+ + Cl–

• por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O)• es decir, el ión HCOel ión HCO33

– – actúa como baseactúa como base.

4242

Fuerza de ácidos.Fuerza de ácidos.

• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

• HA + H2O → A– + H3O+

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

3

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C a

A H OK H O K

HA

constante de disociación

(K acidez)

4343

Fuerza de ácidos (cont.).Fuerza de ácidos (cont.).

• Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:

• Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado en su totalidad.

• Si Ka < 1 El ácido es débildébil y estará sólo parcialmente disociado.

• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

4444

Ácidos polipróticosÁcidos polipróticos• Son aquellos que pueden ceder más de un H+.

Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.• Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: • H2CO3

+ H2O HCO3– + H3O+

• HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+ • HCO3

– · H3O+ CO32– · H3O+

Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3

–

• Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M

• La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

4545

Fuerza de bases.Fuerza de bases.

• En disoluciones 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 x H2O B

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B (K basicidad)

4646

Fuerza de ácidos y bases (pK)Fuerza de ácidos y bases (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 o pKb

menor es la fuerza del ácido o de la base.

4747

Ejemplo:Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NHdisolución 0,2 M de NH33 sabiendo que K sabiendo que Kbb

(25ºC) = 1,8 · 10(25ºC) = 1,8 · 10–5–5 M M

• Equilibrio: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

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

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28

4848

Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb

conjugadaconjugada• 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– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–

4949

Relación entre KRelación entre Ka a y Ky Kbb

conjugada (cont.).conjugada (cont.).• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)

significa que:

• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.

• 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).

5050

Relación entre la constanteRelación entre la constante y el grado de disociación “ y el grado de disociación “””• 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), se desprecia frente a 1 con lo que:

• Ka = c 2 (Kb = c 2 )• De donde:

b

cK

2

1

23

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c cK

HA c

aK

c bK

c

5151

Hidrólisis de salesHidrólisis 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 (de un catión):

• NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

• Hidrólisis básica (de un anión):

• CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

5252

Tipos de hidrólisis.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.

– Ejemplo: NaCl• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

– Ejemplo: NaCN• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

– Ejemplo: NH4Cl

• Sales procedentes de ácido débil y base débil. – Ejemplo: NH4CN

5353

Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.fuerte y base fuerte.

• Ejemplo: NaClEjemplo: NaCl

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

• Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+

• Cl– + H2O HCl + OH–

• están muy desplazado hacia la izquierda.

5454

Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.débil y base fuerte.

• Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33–COO–COO––

• SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

• CH3–COO– + H2O → CH3–COOH + OH–

• lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

5555

Sales procedentes de ácido Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.fuerte y base débil.• Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl

• SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NHNH44

+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

• NH4+ + H2O → NH3

+ H3O+

• lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

5656

Sales procedentes de ácido débil Sales procedentes de ácido débil y base débil.y base débil.

• Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN

• En este caso tanto el catión NHNH44++

como el anión CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

• Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4

+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4

+)

5757

Disoluciones amortiguadoras Disoluciones amortiguadoras (tampón) (tampón)

• Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:

• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:– Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.

• Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:– Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

5858

Variación del pH al añadir pequeñas Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HClcantidades de NaOH o HCl

© Ed. Santillana

5959

Valoraciones ácido-baseValoraciones 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.

1 Ácido-base f6tto&feature=related video motivacional acidos y bases

Documents