ÍNDICE
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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
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:
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:
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
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:
En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:
A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:
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:
De forma similar, la disociación de una base será:
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:
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:
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:
Según Brönsted‑Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:
Tipos de disoluciones
Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10–14 M2, entonces:
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
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.
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).
7.3. Fuerza de los ácidos.
A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Ejemplo:
8.4. Ácidos polipróticos
Ejemplo:
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Ejemplo:
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
7.5. Fuerza de las bases.
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
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:
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:
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:
Otro ejemplo de este tipo de sales es:
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.
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):
el anión no reaccionará con el agua al provenir de un ácido fuerte:
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:
ya que la reacción está totalmente desplazada.
Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:
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:
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:
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:
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:
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:
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.
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
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.
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:
Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:
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 ejercicio:
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:
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.
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.
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
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
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
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.
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.
| ÁCIDOS | BASES | |
| Sabor | Ácido | Amargo |
| Sensación a la piel | Punzante o picante | Suaves al tacto |
| Colorantes vegetales (tornasol) | Rojo | Azul |
| 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 ácidosEn disolución conducen la corriente eléctrica |
| Neutralización | Pierden sus propiedades al reaccionar con bases | Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos |
Teoría
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Arrhenius
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Brönsted-Lowry
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Lewis
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Definición de ácido
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Cede H+ en agua
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Cede H+
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Captador de e-
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Definición de base
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Cede OH- en agua
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Acepta H+
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Donador de e-
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Neutralización
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Formación de agua
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Transferencia de H+
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Formación de enlace covalente coordinado
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Ecuación
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H+ + OH- → H2O
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HA + B- → A- + BH
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A+ + B- → A-B
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Limitación
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Solo soluciones acuosas
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Solo transferencia de H+
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Teoría genera
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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: HSO3- + H+ SO3-2 + 2 H+
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: Na+ + OH-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: Cl- + H3O+
NH3 + HCl NH4Cl
el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal. NH4ClA 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+ | |  |
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) + H3O+(ac) K1= 9'1.10-8 M
HS‑(ac) + H2O S= (ac) + H3O+(ac) K2= 1'1.10-13 M
S= (ac) + H3O+(ac) K2= 1'1.10-13 M| B(OH) B+ + OH- | |  |
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: A- + H3O+
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
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:
|
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:
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:
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:
Según esta definición, en la reacción:
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:
De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez y basicidad como:
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:
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
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.
 | ||||||||
| H2O | + | HCl | à | H3O+ | + | Cl- (ac) | ||
| base1 | + | ácido2 | à | ácido1 | + | base2 | ||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||
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). base1 + ácido2Según 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:
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 | + | HNO3 | à | NO2ClO4 + H2O |
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:
| HSO4- + OH- SO4-2 + H2O | |
| HSO4- + H3O+ H2SO4 + H2O |
HA + H2O
A- + H3O+ | | |
B + H2O
BH+ + OH- |  |
A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de los ácidos y las bases más comunes:
Para los ácidos:
| Fuerza | Ácido | Base conjugada | Ka | pKa |
ácidos
fuertes
Ka > 55,55
| HClO4 | ClO4- | - | - |
| HCl, HBr, HI | Cl-, Br-, I- | - | - | |
| HNO3 | NO3- | - | - | |
| H2SO4 | HSO4- | - | - | |
| H3O+ | H2O | 55,55 | -1,74 | |
ácidos
semifuertes
55,55 > Ka > 10-4
| HIO3 | IO3- | 1,9.10-1 | 0,72 |
| H2SO3 | HSO3- | 1,7.10-2 | 1,77 | |
| HSO4- | SO4-2 | 1,2.10-2 | 1,92 | |
| HClO2 | ClO2- | 1,0.10-2 | 2,00 | |
| H3PO4 | H2PO4- | 7,5.10-3 | 2,12 | |
| HCOOH | HCOO- | 1,8.10-4 | 3,74 | |
ácidos
débiles
10-4 > Ka > 10-10
| CH3COOH | CH3COO- | 1,8.10-5 | 4,74 |
| H2CO3 | HCO3- | 4,3.10-7 | 6,37 | |
| H2S | HS- | 9,1.10-8 | 7,04 | |
| H2PO4- | HPO4-2 | 6,2.10-8 | 7,21 | |
| NH4+ | NH3 | 5,6.10-10 | 9,25 | |
| HCN | CN- | 4,9.10-10 | 9,31 | |
ácidos
muy débiles
Ka < 10-10
| HCO3- | CO3-2 | 6,0.10-11 | 10,22 |
| HIO | IO- | 1,0.10-11 | 11,00 | |
| HPO4-2 | PO4-3 | 4,8.10-13 | 12,32 | |
| HS- | S-2 | 1,0.10-13 | 13,00 | |
| H2O | OH- | 1,8.10-16 | 15,74 |
|
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.
6. DEFINICIÓN DE ÁCIDO-BASE SEGÚN LEWIS
También en 1923, G. N. Lewis da una definición más amplia de ácido y de base:
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.
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) + H2O (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.
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- |
| ácido | base |
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:
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) + 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) 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:
 
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
pH = ‑ log [H3O+]
entonces:
En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de sustancias comunes:
 y se debe cumplir la relación: pH + pOH = 14 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:  |
· 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+] x [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+] = 10‑pH = 10‑12,6 M = 2,5x10‑13 M
Como Kw = [H3O+] x [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–
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.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] @ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
HA + H2O ----------------- A– + H3O+
A 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.
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 x 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
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 0,021ceq (mol x l-1):
– z z 0,021 + z
[H3O+] = [H2PO4–] = 0,021 M ; [HPO42–] = 6,2 x 10–8 M ; [PO43–] = 6,5 x 10–19 M
ANIMACIONES
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] @ constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O ------ BH+ + OH–.
A 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 o 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: NH3 + H2O Á NH4+ + OH–
c0 (mol x l-1): 0,2 0 0
ceq (mol x l-1): 0,2 – x x x
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 agua: A– + H2O ------- AH + OH–
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 Kb del KCN si sabemos que la Ka 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: Ka = c a2 (o Kb = 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 M ·(2,51x10–4)2 = 6,3x10–10
c)
d) Se neutralizan exactamente: 
[BO2–] = 0,1 M
[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.
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)
2 Na+ + SO4-2 (reacción totalmente desplazada)
H2SO4 + 2 H2O SO4-2 + 2 H3O+
SO4-2 + 2 H3O+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. Na+ + OH-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. Mg+2 + 2 Cl-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 H2O ¬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)
|
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): no reacciona
NH4+ + 2 H2O NH4OH + H3O+
la constante de esta reacción de hidrólisis será: NH4OH + H3O+ 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:
| NH4Cl | | NH4+ | + | Cl- | ||
| inicio (M) | c | 0 | 0 | |||
| equilibrio (M) | 0 | c | c |
Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación química:
| NH4+ | + | 2 H2O | | NH4OH | + | H3O+ | ||
| inicio (M) | c | - | 0 | 0 | ||||
| equilibrio (M) | c(1 - a) | - | ca | ca |
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).
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:
como el catión proviene de una base fuerte no se hidrolizará:
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:
pH = ‑ log [H3O+]
pOH = 14 - pH
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)
|
Na+ + H2O no reacciona
pero el anión al provenir de un ácido débil si reaccionará con el agua según la siguiente reacción de hidrólisis: no reacciona
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
CH3COOH + OH-
|
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
CH3COOH+OH| inicio (M) | c | - | 0 | 0 | ||||
| equilibrio (M) | c(1 - a) | - | ca | ca |
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– + H2O Á 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:
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:Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M. ·
Hidrólisis: CN– + H2O Á HCN + OH–
Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la ecuación de segundo grado que nos daría un a = 0,0488.
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:
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 Ka (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
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. In- + H3O+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:
[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
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Color forma ácida
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Color forma básica
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Zona de viraje (pH)
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Violeta de metilo
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Amarillo
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Violeta
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0-2
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Rojo Congo
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Azul
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Rojo
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3-5
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Rojo de metilo
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Rojo
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Amarillo
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4-6
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Tornasol
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Rojo
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Azul
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6-8
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Fenolftaleína
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Incoloro
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Rosa
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8-10
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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.
- Vaso matraz erlenmeyer.
- Una bureta.
- Un indicador adecuado.
Por ejemplo:
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):
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
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:
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y si representamos estos datos en papel milimetrado:  |
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.
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Ejemplo de valoraciones ácido-base.
100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 ® 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
n(H2SO4) x 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)3 ® 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
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:
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):
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
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
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 ejercicio:
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:
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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
[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.
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ANIMACIONES
CONCENTRACIONES
12. APLICACIONES
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
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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
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
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