Ácido-Base .

Acido-base 2º bach

1. Ácido-Base
Reacciones de transferencia de protones
2º BACHILLERATO
Antonio Escudero

2. Ácido-Base
(Repaso de disoluciones)

3. Introducción






RIQUEZA o % MASA CONCENTRACIÓN EN MASA MOLARIDAD
MOLALIDAD FRACCIÓN MOLAR SOLUTO DENSIDAD
:

4. Introducción
DISOLUCIONES
Reactivo Sólido puro Reactivo Sólido impuro Reactivo en disolución

5. Introducción
DILUCIONES

• Una dilución es una disolución diluida formada a partir de otra que está más
concentrada (disolución madre)
Disolución Madre
(concentrada)
Disolución Diluida
V
c
V
d = Vc + V
a
V
a

6. Introducción
DILUCIONES

n
soluto, diluida = n
soluto, concentrada


M
con ·
V
con = M
dil ·
V
dil

7. Características generales
ÁCIDOS CARACTERÍSTICAS
• Sabor ácido
• Atacan el mármol (CaCO
3) y otras
calizas
• Reaccionan con metales
desprendiendo H
2 gaseoso
• Destruyen materia orgánica en
disoluciones concentradas
• Neutralizan las bases
•Color rojo al papel indicador

8. Características generales
BASES CARACTERÍSTICAS
• Sabor amargo
• Reaccionan con grasas formando
jabones (saponificación)
• Reaccionan con metales formando
sólidos insolubles (hidróxidos)
• Destruyen materia orgánica en
disoluciones concentradas
• Neutralizan los ácidos
•Color azul al papel indicador

9. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE ARRHENIUS

• También conocida como teoría de la
disociación iónica.

• Para explicar la conductividad eléctrica
propone la existencia de iones positivos
y negativos en las disoluciones de
ácidos y bases.

10. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE ARRHENIUS

• La reacción de neutralización (reacción
entre H
+
y OH
-
) siempre da una sal y
H
2O.

• La teoría de Arrhenius presenta algunas
limitaciones:
• Solo para disoluciones acuosas
• Existen sustancias básicas que no liberan OH
-
(NH
3, NaCO
3...)
• Hay especies iónicas con propiedades ácidas (HSO
3
-
, HCO
3
-
)
• No explica como algunas sales tienen propiedades ácidas o básicas (NH
4Cl)

11. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY

• También conocida como teoría del par ácido-base conjugado.
• De forma independiente proponen un concepto más amplio para ácido y para base
• Esta teoría da el nombre a las reacciones ácido-base: reacciones de transferencia de
protones.

12. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY

• La reacción ácido-base de forma general se expresa en función de los pares
conjugados:

13. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY

H
3O
+
: hidronio (oxonio)
OH
-
: hidroxilo

14. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY

EJEMPLO: Dados los siguientes ácidos, escribe la reacción que da lugar a su base
conjugada: H
2S, HCO
3
-
, H
2O, NH
4
+
.

15. Teorías Ácido-Base
TEORÍA DE BRÖNSTED -LOWRY

EJEMPLO: Dados las siguientes especies, escribe el ácido conjugado al que dan lugar
si actúan como bases: HCO
3
-
, H
2O, CH
3-COO
-
.

16. Equilibrio Iónico del agua
• También conocida como la reacción de autoionización del agua
• Una molécula de agua actúa como base y otra como ácido:




• Esta reacción está desplazada hacia la formación de agua
• La baja conductividad del agua pura (prácticamente nula) se debe a que se
encuentra muy poco disociada en sus iones


H
2O + H
2O ⇄ OH
-
+ H
3O
+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

17. Equilibrio Iónico del agua
• La constante del equilibrio es: 2 H
2O ⇄ OH
-
+ H
3O
+



• Como la [H
2O] se mantiene constante al estar poco disociada, su valor se engloba
junto con Kc:


• K
w es el producto iónico del agua y su valor, calculado a 25ºC es:

18. Equilibrio Iónico del agua
• De la estequiometría de la reacción se deduce que la cantidad de iones hidroxilo y de
iones oxonio es la misma:
2 H
2O ⇄ OH
-
+ H
3O
+





• En el agua pura siempre se cumple que [OH
-
] = [H
3O
+
] = 1·10
-7
M
•Teniendo en cuenta ese valor de concentración, las disoluciones se dividen en:





Ácidas Neutras Básicas
[OH
-
] < [H
3O
+
] [OH
-
] = [H
3O
+
] [OH
-
] > [H
3O
+
]

19. Equilibrio Iónico del agua
DISOLUCIONES ÁCIDAS

• Hay una sustancia (ácido) que aporta protones (H
+
) a la disolución, originando iones
oxonio que alteran la proporción entre OH
-
y H
3O
+

HA + H
2O ⇄ A
-
+ H
3O
+



2 H
2O ⇄ OH
-
+ H
3O
+







[OH
-
] < [H
3O
+
]

20. Equilibrio Iónico del agua
DISOLUCIONES BÁSICAS

• Hay una sustancia (base) que aporta iones hidroxilo (OH
-
) a la disolución, haciendo
que se altere la proporción entre OH
-
y H
3O
+

B + H
2O ⇄ BH
+
+ OH
-



2 H
2O ⇄ OH
-
+ H
3O
+





[OH
-
] > [H
3O
+
]

21. Medida del pH
• Si se quiere conocer la acidez o basicidad de una disolución solo es preciso conocer
la [H
3O
+
].


• Además es posible calcular el pOH de igual forma:


¿Cuál es el valor de la neutralidad a nivel de pH?


pH = - log [H
3O
+
]
pH: poder de hidrógeno
pOH = - log [OH
-
]

22. Medida del pH
K
w = [OH
-
] · [H
3O
+
]

log K
w = log [OH
-
] + log [H
3O
+
]

- log K
w = - log [OH
-
] - log [H
3O
+
]

pK
w = pOH + pH

14 = pOH + pH

Para el agua pura [OH
-
] = [H
3O
+
], luego pOH = pH

14 = 2pH ; pH = 7

23. Medida del pH

24. Medida del pH
EJEMPLO: Clasifica de mayor a menor acidez las siguientes disoluciones:

a) Disolución con pH=10 c) Disolución con [OH
-
]=10
-12
M
b) Disolución con pOH=5 d) Disolución con [H
3O
+
]=10
-6
M

25. Medida del pH

26. Medida del pH
INDICADORES ÁCIDO-BASE

• Sustancias químicas que modifican el color de la disoluciones en función del pH.
• Esto se debe a que dichas sustancias presentan coloración distinta con una forma
protonada (ácida) y una desprotonada (base conjugada)

HIn + H
2O ⇄ In
-
+ H
3O
+


Color A Color B

• Para determinar el pH de una disolución se utiliza papel indicador o papel de
tornasol, el cual contiene una mezcla de indicadores que determinan el pH
aproximado con una escala colorimétrica.

27. Medida del pH
INDICADORES ÁCIDO-BASE

28. Medida del pH
pHmetro

• Aparato del laboratorio que permite conocer el valor
exacto de pH de una disolución.

• Está formado por un electrodo de vidrio que
reconoce la variación en la concentración de H+.
Antes de su uso se calibra con disoluciones de
concentración conocida.

29. Fuerza relativa de ácidos y bases
• Partiendo del equilibrio ácido-base según Brönsted-Lowry:









• La fuerza es la tendencia a liberar H
+
(ácidos) o liberar OH
-
(bases)


HA + H
2O ⇄ A
-
+ H
3O
+
ácido
base
conjugada
B + H
2O ⇄ BH
+
+ OH
-
base
ácido
conjugado

30. Fuerza relativa de ácidos y bases
• Los ácidos y las bases son sustancias que al disolverse en agua dan iones (son
electrolitos), pero no todos se disocian en idéntica extensión:

• Se denominan ácidos fuertes aquellos que se considera que están
completamente ionizados, lo que quiere decir que se puede considerar que en
disolución solo existen los iones (parte derecha de la ecuación)

HCl (aq) + H
2O (l) → Cl
-
(aq) + H
3O
+
(aq)

HNO
3 (aq) + H
2O (l) → NO
3
-
(aq) + H
3O
+
(aq)

•

Si el ácido es fuerte, su base conjugada es débil.

31. Fuerza relativa de ácidos y bases
•Se denominan bases fuertes a aquellas que están completamente ionizadas.
Los hidróxidos de los metales son bases fuertes.

NaOH (aq) + H
2O (l) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq)

Mg(OH)
2 (aq) + H
2O (l) → Mg
2+
(aq) + 2 OH
-
(aq)

•

Si la base es fuerte, su ácido conjugado es débil.

32. Fuerza relativa de ácidos y bases
ÁCIDOS FUERTES BASES FUERTES
HCl Ácido clorhídrico LiOH Hidróxido de litio
HBr Ácido bromhídrico NaOH Hidróxido de sodio
HI Ácido yodhídrico KOH Hidróxido de potasio
H
2SO
4 Ácido sulfúrico RbOH Hidróxido de rubidio
HNO
3 Ácido nítrico CsOH Hidróxido de cesio
HClO
3 Ácido clórico Ca(OH)
2 Hidróxido de calcio
HClO
4 Ácido perclórico Ba(OH)
2 Hidróxido de bario
Mg(OH)
2 Hidróxido de magnesio

33. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Se tiene una disolución de 250 ml de HCl 0,2 M.
a) ¿Cuál es la concentración de H
3O
+
?
b) Calcula el pH
c) Si a la disolución anterior se le añaden 2 L de agua, ¿cuál será el nuevo pH?

34. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Determinar el pH de una disolución de ácido nítrico del 3,5% de riqueza y
1,02 g/cm
3
de densidad.

35. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Se tiene una disolución de 100 ml de NaOH 0,1 M. Si se le añade agua
hasta que su volumen es 10 veces mayor, calcula el pH de ambas disoluciones.

36. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Calcula el pH de una disolución de Ca(OH)
2 de concentración 0,02 M.

37. Fuerza relativa de ácidos y bases
• Se denominan ácidos débiles a aquellos que no están completamente
ionizados, estableciéndose un equilibrio entre la parte disociada (iones) y la parte
molecular no disociada. Los ácidos orgánicos suelen ser débiles

CH
3-COOH (aq) + H
2O (l) ⇄ CH
3-COO
-
(aq) + H
3O
+
(aq)

HCN (aq) + H
2O (l) ⇄ CN
-
(aq) + H
3O
+
(aq)

•

Si el ácido es débil, su base conjugada es fuerte.

38. Fuerza relativa de ácidos y bases
CONSTANTE DE ACIDEZ

• Mientras que en los ácidos fuertes se produce una disociación completa, en los
ácidos débiles se establece un equilibrio. Esto implica que se puede establecer una
constante de equilibrio:

HA + H
2O ⇄ A
-
+ H
3O
+


Como la concentración de agua es constante, se engloba dentro de Kc:

Kc·[H
2O] = Ka ;

39. Fuerza relativa de ácidos y bases
CONSTANTE DE ACIDEZ




Ejemplo:

CH
3-COOH (aq) + H
2O (l) ⇄ CH
3-COO
-
(aq) + H
3O
+
(aq)



↑ Ka, ↑ formación de iones, ↑ [H
3O
+
], ↑ grado de disociación (α) y ↓ pH

40. Fuerza relativa de ácidos y bases
• Se denominan bases débiles a aquellos que no están completamente
ionizados, estableciéndose un equilibrio entre la parte disociada (iones) y la parte
molecular no disociada.

NH
3 (aq) + H
2O (l) ⇄ NH
4
+
(aq) + OH
-
(aq)

•

Si la base es débil, su ácido conjugado es fuerte.

41. Fuerza relativa de ácidos y bases
CONSTANTE DE BASICIDAD

• Mientras que en las bases fuertes se produce una disociación completa, en las
bases débiles se establece un equilibrio. Esto implica que se puede establecer una
constante de equilibrio:

B + H
2O ⇄ BH
+
+ OH
-


Como la concentración de agua es constante, se engloba dentro de Kc:

Kc·[H
2O] = Kb ;

42. Fuerza relativa de ácidos y bases
CONSTANTE DE BASICIDAD




Ejemplo:

NH
3 (aq) + H
2O (l) ⇄ NH
4
+
(aq) + OH
-
(aq)



↑ Kb, ↑ formación de iones, ↑ [OH
-
], ↑ grado de disociación (α) y ↑ pH

43. Fuerza relativa de ácidos y bases
RECORDATORIO

ES POSIBLE DESPRECIAR x EN EL DENOMINADOR SI HAY 3 O MÁS
ÓRDENES DE MAGNITIUD ENTRE LA CONCENTRACIÓN INICIAL Y LA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Ka o Kb) o SI LA RELACIÓN ENTRE LA
CANTIDAD QUE REACCIONA Y LA CONCENTRACIÓN INICIAL ES INFERIOR
O IGUAL AL 5 %.

44. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Calcula la constante del ácido HNO
2 si a una disolución 0,1 M de este
ácido tiene un pH=2,213.

45. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: Para una disolución de ácido acético 0,055 M, calcula el grado de
disociación y el pH de la disolución. Dato: Ka = 1,8·10
-5

46. Fuerza relativa de ácidos y bases
EJEMPLO: En una disolución en agua de amoníaco este se encuentra disociado un
1%. Dato: Kb = 1,8·10
-5
a)Calcula la concentración inicial del amoníaco
b)Calcula el pH de la disolución

47. Reacciones de neutralización
• Es la reacción que se produce entre un ácido y una base para dar una sal y agua.







• Este tipo de reacciones no son equilibrios, y por tanto se representan con una flecha
única.
• La neutralización requiere de cantidades estequiométricas.

48. Reacciones de neutralización
¿Cómo se determina el pH en estos casos?

• Si los moles de ácido = moles de base
 El pH es 7 (neutro) pues no hay especies iónicas que modifiquen la relación
entre el [H
3O+] y el [OH
-
]

• Si los moles de ácido > moles de base
 Significa que hay moles en exceso de ácido y que por tanto habrá en el medio
iones H
3O
+
, lo que dará un pH ácido o pH<7.

•Si los moles de ácido < moles de base
 Significa que hay moles en exceso de base y que por tanto habrá en el medio
iones OH
-
, lo que dará un pH básico pH>7.

49. Reacciones de neutralización
IMPORTANTE

• En los ejercicios de neutralización se van a mezclar dos disoluciones: una ácida y
una básica.
 La concentración final de H
3O
+
o de OH
-
se ha de
calcular teniendo en cuenta el volumen total de ambas
disoluciones (volúmenes aditivos)

50. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE

 Ambos se disocian por completo.
 Los iones H
+
reaccionan con OH
-
 El resto de electrolitos son débiles al provenir de especies fuertes, por lo que
no reaccionan

EJEMPLO:
NaOH + HCl → NaCl + H
2O

51. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE

EJEMPLO:

NaOH + HCl → NaCl + H
2O

Na
+
+ OH
-
+ H
+
+ Cl
-
→ Na
+
+ Cl
-
+ H
2O





Base conjugada débil: no reacciona con el agua
Ácido conjugado débil: no reacciona con el agua

52. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO FUERTE CON BASE DÉBIL

 El ácido se disocia por completo; la base lo hace en función de Kb.
 Los iones H
+
reaccionan con OH
-
 Los electrolitos provenientes de especies débiles serán fuertes y reaccionarán
con el H
2O determinado el pH

EJEMPLO:
NH
3 + HCl → NH
4Cl + H
2O

53. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO FUERTE CON BASE DÉBIL

EJEMPLO:

NH
3 + HCl → NH
4Cl + H
2O
NH
4OH + HCl → NH
4Cl + H
2O

NH
4
+
+ OH
-
+ H
+
+ Cl
-
→ NH
4
+
+ Cl
-
+ H
2O



NH
4
+
+ H
2O → NH
3 + H
3O
+


Base conjugada débil: no reacciona con el agua
Ácido conjugado fuerte: REACCIONA con el agua
El NH
3 como
base débil
es en verdad
NH
4OH
pH < 7 (ácido)

54. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

 El ácido se disocia en función de Ka; la base lo hace por completo.
 Los iones H
+
reaccionan con OH
-
 Los electrolitos provenientes de especies débiles serán fuertes y reaccionarán
con el H
2O determinando el pH

EJEMPLO:
NaOH + CH
3-COOH → CH
3-COONa + H
2O

55. Reacciones de neutralización
TIPOS DE NEUTRALIZACIONES : ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

EJEMPLO:

NaOH + CH
3-COOH → CH
3-COONa + H
2O

Na
+
+ OH
-
+ H
+
+ CH
3-COO
-
→ Na
+
+ CH
3-COO
-
+ H
2O




CH
3-COO
-
+ H
2O → CH
3-COOH + OH
-



Ácido conjugado débil: no reacciona con el agua
Base conjugada fuerte: REACCIONA con el agua
pH > 7 (básico)

56. Reacciones de neutralización
EJEMPLO: Se hacen reaccionar 50 ml de HClO
4 0,03 M con 50 ml de NaOH 0,05 M.
Suponiendo volúmenes aditivos, ¿Qué pH tendrá la disolución final? Escribe y ajusta
la reacción de neutralización.

57. Reacciones de neutralización
EJEMPLO: En 300 ml de agua se disuelven 3,1 g de ácido benzoico, cuya K
a es
6,4·10
-5
. A 5 ml de esa disolución se le añaden 4,2 ml de una disolución de hidróxido
de sodio 0,1 M. Determine si la disolución final será ácida, básica o neutra.