reacciones acidobase

Reacciones Reacciones ácido-baseácido-base

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

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.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.111.1.- 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)

Svante August Arrhenius(1859-1927)

[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903Tercer premio Nobelde Química

Limitaciones:* Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)* Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

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+

CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq)

ácido base baseácido

Transferenciaprotónica

NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

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 parde electrones no compartidos.

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

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 NH

H

B F

F

F

base ácido

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22

Equilibrio de autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH− (aq)

pH = − log [H3O+]

pOH = − log [OH−]

− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH−]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH−]

Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

Agua pura: [H3O+] = [OH−] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7

[OH−] = 10-7 ⇒ pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH−]pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH−]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH−]pH > 7

pH

7ácida básica

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 transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A− (aq)[HA]

]O][H[AK 3

a

+−

=

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)

Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)

se encuentra totalmente disociado(Ka >> 1, Ka → ∞)

Análogamente con las bases:

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH− (aq)[B]

]][OH[BHKb

−+

=

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)

Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)

se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb → ∞)

En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

Kw = Ka Kb

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH− (aq)a

w

3

3b K

K

]O[H

]O[H

[B]

]][OH[BHK =⋅= +

+−+

HIDRÓLISISHIDRÓLISIS..55Comportamiento ácido–base de las sales

Neutras

Ácidas

Básicas

1. Disociar la sal en sus iones

5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte

[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

NaCl (s) H2O

Na+ (aq) + Cl− (aq)

Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza

Disolución neutra

5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

[p.ej.: NH4Cl]

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl− (aq)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza

Disolución ácidaNH4+ (aq) + H2O (l) ↔ NH3 (aq) + H3O+ (aq)

5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte

[p.ej.: CH3COONa]

CH3COONa (s) H2O

CH3COO− (aq) + Na+ (aq)

Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza

Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza

Disolución básica

CH3COO− (aq) + H2O (l) ↔ CH3COOH (aq) + OH− (aq)

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.66Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental

(p.ej. reacciones bioquímicas)

Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones quemantienen un pH aproximadamente constante cuando se agreganpequeñas 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.: CH3COOH/CH3COONa)

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.

SoluciónReguladora

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.

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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.

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Tabla de soluciones reguladorasÁcido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH

Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- 3.6 - 5.8

Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- 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 NH3 amonio NH4+ 8.2 - 10.2

Carbonato CO3-2 bicarbonato HCO3

- 9.3 - 11.3

Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4

-2 11.6 - 13.6

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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

© Ed. Santillana

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.

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