Reacciones acidobase

1. Reacciones Reacciones
ácido-baseácido-base

2. “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante como el de ácidos y bases”

3. CONTENIDOCONTENIDO
1.- Definiciones de ácidos y bases.
2.- La autoionización del agua. Escala de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización.
5.- Hidrólisis.
6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.- Indicadores.
8.- Valoraciones ácido-base.

4. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
11
1.1.- Arrhenius (1883)1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H
+
HCl ® H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH
-
NaOH® Na
+
(aq) + OH
-
(aq)

5. Svante August Arrhenius
(1859-1927)
[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
1903
Tercer premio Nobel
de Química
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH
3
líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general

6. 1.2.- Brønsted-Lowry (1923)1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H
+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H
+
CH
3
COOH (aq) + H
2
O (l) « H
3
O
+
(aq) + CH
3
COO
-
(aq)
ácido base baseácido
Transferencia
protónica
NH
3
(aq) + H
2
O (l) « NH
4
+
(aq) + OH
-
(aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH
3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)

7. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

8. 1.3.- Lewis (1923)1.3.- Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H
+
debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H
+
+ :N H
H
H
N H
H
H
H
+

9. Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N:
H
H
+B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido

10. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22
Equilibrio de autoionización del agua
H
2
O (l) + H
2
O (l) « H
3
O
+
(aq) + OH
-
(aq)
pH = - log [H
3
O
+
]
pOH = - log [OH
-
]
- log 10
-14
= - log [H
3
O
+
] - log [OH
-
]
14 = pH + pOH
K
w
= [H
3
O
+
][OH
-
]
Producto iónico del agua
A 25ºC, K
w
= 10
-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

11. Agua pura: [H
3
O
+
] = [OH
-
] ; [H
3
O
+
] = 10
-7
Þ pH = 7
[OH
-
] = 10
-7
Þ pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H
3
O
+
] = [OH
-
]
pH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H
3
O
+
] > [OH
-
]
pH < 7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H
3
O
+
] < [OH
-
]
pH > 7
pH
7
ácida básica

12. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
CONSTANTES DE IONIZACIÓN.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.33
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H
2
O (l) « H
3
O
+
(aq) + A
-
(aq)
[HA]
]O][H[A
K
3
a
+-
=
Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será K
a
(menor pK
a
)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO
3
, HClO
4
, ...)
se encuentra totalmente disociado
(K
a
>> 1, K
a
® ¥)

13. Análogamente con las bases:
B (aq) + H
2
O (l) « BH
+
(aq) + OH
-
(aq)
[B]
]][OH[BH
K
b
-+
=
Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será K
b
(menor pK
b
)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (K
b
>> 1, K
b
® ¥)
En el caso de un par ácido-base conjugado, K
a
y K
b
están relacionadas
K
w
= K
a
K
b
B (aq) + H
2
O (l) « BH
+
(aq) + OH
-
(aq)
a
w
3
3
b
K
K
]O[H
]O[H
[B]
]][OH[BH
K =×=
+
+-+

14. HIDRÓLISISHIDRÓLISIS..
55
Comportamiento ácido–base de las sales
Neutras
Ácidas
Básicas
1.Disociar la sal en sus iones

15. 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO
3
]
NaCl (s)
H
2
O
Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución neutra

16. 5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH
4
Cl]
NH
4
Cl (s)
H
2
O
NH
4
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Procede de una base débil (NH
3
). Se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
Disolución ácidaNH
4
+
(aq) + H
2
O (l) « NH
3
(aq) + H
3
O
+
(aq)

17. 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH
3
COONa]
CH
3
COONa (s)
H
2
O
CH
3
COO
-
(aq) + Na
+
(aq)
Procede de un ácido débil (CH
3
COOH). Se hidroliza
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Disolución básica
CH
3
COO
-
(aq) + H
2
O (l) « CH
3
COOH (aq) + OH
-
(aq)

18. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
66
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que
mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan
pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada
(o una base débil y su ácido conjugado).
(p.ej.: CH
3
COOH/CH
3
COONa)

19. Definición
Si se agrega una
pequeña cantidad de
ácido o base a la
solución reguladora, el
pH de la solución
permanece casi
constante.
Es una solución
constituida de un ácido
débil y su sal, o una
base débil y su sal.
Solución
Reguladora

20. Un buen ejemplo de
una solución reguladora es la sangre que
tiene un pH de 7.35. La adición de
"pequeñas" cantidades de ácido o base a la
sangre, hará que ésta cambie su valor de pH
relativamente poco en el orden de unas pocas
centésimas.
20 www.guatequimica.co
m

21. Puede haber soluciones
reguladoras básicas que tienen valores de pH
por encima de 7, y soluciones reguladoras
ácidas con valores de pH menores de 7.
21 www.guatequimica.co
m

22. Tabla de soluciones reguladoras
Ácido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH
Ácido acético CH
3
COOH acetato CH
3
COO
-
3.6 - 5.8
Ácido carbónico H
2
CO
3
bicarbonato HCO
3
-
5.4 - 7.4
Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO
-
2.7 - 4.7
Ácido fluorhídrico HF fluoruro F
-
2.2 - 4.2
Base débil Fórmula ácido conjugado Fórmula Rango de pH
Amoníaco NH
3
amonio NH
4
+
8.2 - 10.2
Carbonato CO
3
-2
bicarbonato HCO
3
-
9.3 - 11.3
Fosfato PO
4
-3
fosfato hidrogenado HPO
4
-2
11.6 - 13.6
22 www.guatequimica.co
m

23. 23
Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana

24. Acidosis y alcalosis
•Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó
la acidez de la sangre, a esta condición se le llama
acidosis. La acidosis es característica de diabetes y
enfisemas intratables.
•Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que la
sangre tiende a ser más alcalina, esta condición recibe el
nombre de alcalosis.
•Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a altas
altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una histeria
prolongada puede causar alcalosis.
24