QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (1)

1.- CONCEPTO DE ÁCIDO Y DE BASE

1.1.- Propiedades de los ácidos. Ácidos son aquellas sustancias cuya disolución acuosa presenta estas propiedades:

- Poseen sabor agrio, ácido.

- Colorean de rojo el papel de tornasol

- Disuelven el mármol (CaCO3).

- Reaccionan con ciertos metales (Zn, Fe…) desprendiendo hidrógeno.

- Son conductoras, descomponiéndose al paso de la corriente.

- Neutralizan la acción de las bases.

- Si están concentradas son corrosivas para la piel.

Esta definición engloba a sustancias tan diversas como el zumo de limón, la leche agria

o el vinagre.

1.2.- Propiedades de las bases Bases son aquellas sustancias cuyas disoluciones acuosas tienen las propiedades:

- Poseen sabor amargo, a lejía.

- Azulean el papel de tornasol.

- Disuelven las grasas.

- Producen una sensación jabonosa al tacto.

- Neutralizan la acción de los ácidos.

- Son conductoras, descomponiéndose al paso de la corriente.

- Si están concentradas son corrosivas para la piel.

Para este segundo grupo de sustancias se utilizó el término álcalis y más tarde se les

llamó bases. Son sustancias de este tipo el amoniaco y la lejía.

1.3.- Antecedentes históricos Aunque se conocían ácidos y bases desde los tiempos de Babilonia y Egipto y los

alquimistas los utilizaron, fue Robert Boyle, en el siglo XVII el que introdujo los términos

ácido y base para designar a aquellas sustancias cuya disolución acuosa presenta una serie

de propiedades características.

Un siglo después Lavoisier consideró que las propiedades de los ácidos se debían a

que tenían oxígeno en su composición. Posteriormente Davy y Liebig demostraron que la

causa de las propiedades de los ácidos era la existencia en ellos de hidrógeno.

Faraday, ya en el siglo XIX, descubrió que tanto las disoluciones de los ácidos como

las de las bases eran conductoras de la electricidad, es decir eran electrolitos.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (2)

* Electrolitos:

Las disoluciones acuosas pueden ser electrolitos (si se disocian en iones, y por tanto

son conductoras) o no electrolitos (si no se disocian, y por tanto son malos conductores).

Los electrolitos pueden ser fuertes, si la disociación es total, o débiles, si es parcial.

Ejemplos:

1.4.- Teoría de Arrhenius En 1.887 Arrhenius propuso las siguientes definiciones para ácidos y bases:

- Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia en iones hidrógeno

(H+), también llamados protones.

- Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones

hidróxido (OH─), también llamados iones hidroxilo u oxidrilo.

Ejemplos:

Ácidos: HCl (g) OH2 Cl

─(aq) + H

+(aq) HNO

3

OH2 NO3

─(aq) + H

+(aq)

Bases: NaOH (s) OH2 OH

─(aq) + Na

+(aq) Ca(OH)

2

OH2 2 OH─(aq) + Ca

2+(aq)

Cuando un ácido y una base reaccionan entre sí neutralizan sus propiedades, por lo que

se llama reacción de neutralización. En realidad, los iones que experimentan la reacción son

el H+ y el OH

─ para formar agua, los demás iones son meros “espectadores”.

H+ Cl

─ + Na

+ OH

─ H

2O + Cl

─ + Na

+

Objeciones a esta teoría:

* Solo es aplicable a disoluciones acuosas, sin embargo en otros disolventes también

se aprecian propiedades ácido-base.

* No solamente son bases las sustancias que poseen OH─. Por ejemplo NH3 , Na2CO3 y

CH3-NH2 son bases y sin embargo no poseen OH─.

* En realidad, tanto los iones H+ como los OH─ cuando están en disolución se

encuentran hidratados, es decir unidos a moléculas de agua. Así, el protón está

unido a una molécula de agua, formando el ion oxonio (H3O+). (No se admite

llamarlo hidronio)

Ejercicio: Disocia en iones las siguientes sustancias: HClO4, H2SO4, CH3COOH, HCOOH,

NH4OH y Al(OH)3.

1.5.- Disoluciones ácidas, básicas y neutras La teoría de Arrhenius permite clasificar las disoluciones en ácidas, básicas o neutras:

- Ácidas: Cuando [H+] > [OH─]

- Básicas: Cuando [H+] < [OH─]

- Neutras: Cuando [H+] = [OH─]

Electrolitos fuertes Electrolitos débiles No electrolitos

Ácido clorhídrico Ácido acético Metanol

Cloruro de sodio Amoniaco Glucosa

Hidróxido de sodio Metilamina Trióxido de azufre

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (3)

1.6.- Teoría de Brönsted-Lowry En 1.923 Brönsted y Lowry, de forma independiente, propusieron una nueva teoría que

venía a ampliar los conceptos ácido-base de Arrhenius y extenderlos a disoluciones no

acuosas. Para ellos:

- Ácido: Sustancia (molecular o iónica) capaz de ceder un protón (a una base).

HCl + H2O Cl

─ + H

3O

+ NH

4

+ + H

2O NH

3 + H

3O

+

H2O + NH

3 OH

─ + NH

4

+ HCO

3

─ + H

2O CO

3

= + H

3O

+

En estos ejemplos son ácidos el HCl, el H2O, el NH4─ y el HCO3

─

- Base: Sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

NH3 + H

2O NH

4

+ + OH

─ Cl

─ + H

3O

+ HCl + H

2O

OH─ + H

+ H

2O

En estos ejemplos son bases el NH3, el OH─ y el Cl

─

Debido a esto, las reacciones ácido-base se denominan también reacciones de

transferencia de protones.

El concepto de neutralización en eseta teoría sería la transferencia de un protón de

un ácido a una base: HCl + NH3 NH

4Cl

1.7.- Ácidos y bases conjugados

Cuando un ácido (HA) cede un protón se forma un anión (A─), el cual, si el proceso es

reversible, puede aceptar un protón para regenerar el ácido, es decir, puede actuar como

una base, que se llama base conjugada del ácido.

HCl → Cl ─ + H

+ NH

4

+ + H

2O NH

3 + H

3O

+

Ácido Base conj. Ácido Base conj.

Igual razonamiento puede hacerse con una base:

cuando una base (B) acepta un protón se forma un catión

(HB+), el cual sería el ácido conjugado de dicha base.

Teniendo esto en cuenta, una reacción ácido-base se

puede escribir en la forma general:

HA + B A─ + HB

+

Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2

A las parejas HA/A─ y B/HB

+ se denominan pares

ácido-base conjugados.

Ejemplos: HNO3 + CN─ NO3─ + HCN

HCl + H2O Cl─ + H3O+

CH3COOH + H2O CH3COO─ + H3O+

Hemos de tener en cuenta que esta reacción es reversible y estará desplazada en un

sentido u otro dependiendo de los pares ácido-base que se enfrenten.

Hacer ejercicios 3, 5 y 6 de pág. 197.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (4)

1.8.- Anfolitos y sustancias anfóteras

El concepto ácido-base es relativo y una sustancia puede actuar como ácido o como

base según frente a quién esté. Así por ejemplo, el agua frente al HCl actúa como base y

frente al NH3 como ácido:

HCl + H2O Cl─ + H3O+ NH3 + H2O NH4+ + OH─

Base Ácido

Igual le ocurre, por ejemplo a HCO3─

, HPO42─

, HS─ o HSO4

─.

Ejemplo: HCO3

─ + OH

─ CO

3

2─ + H

2O

HCl + HCO3

─ Cl

─ + H

2CO

3

Ácido Base

A estas sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases se denominan

anfipróticas o anfóteras.

Ventajas de esta teoría frete a la de Arrhenius:

* Las definiciones de ácido-base no se limitan solo a disoluciones acuosas; son válidas para

cualquier disolvente.

* Permite dar una explicación a la existencia de sustancias anfóteras.

* Según esta teoría, son ácidos todos los de Arrhenius y además: NH4

+, H

3O

+, HSO

4

─,

H2PO

4

─... y son bases todas las de Arrhenius y además otras como: NH

3, OH

─, Cl

─,

SO4

2─ , CO

3

2─ , aminas, ...

Ejercicios:

1) Utilizando la teoría de Brönsted-Lowry, clasifica como ácidos o bases las siguientes

especies: HClO4 , SO32─ . H2PO4

─ y NH3

2) ¿Cuáles son los ácidos conjugados de las siguientes bases: OH─, HSO4─, CO3

2─ y NH3 ?.

3) Escribe las reacciones del ion HS─ con una base, NH3 , y con un ácido, HIO3 .

2.- MEDIDA DE LA ACIDEZ. CONCEPTO DE pH

2.1.- El producto iónico del agua El agua pura, aunque pequeñísima, presenta conductividad eléctrica. Ello es debido a

que en ella existen iones en concentraciones extremadamente bajas. Existe un equilibrio de

autoionización:

H2O + H

2O H

3O

+ + OH

─

Este equilibrio estará muy desplazado a la izquierda y la constante de equilibrio será:

Kc = [H

3O

+] · [OH

─] / [H

2O]

2

Puesto que la disociación es muy pequeña, la [H2O] es prácticamente constante (55 M)

y su valor se incluye dentro del valor de la constante de equilibrio: Kc · [H

2O]

2 = K

w

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (5)

con lo cual aparece una nueva constante denominada producto iónico del agua:

Kw = [H

3O

+]·[OH

─] = 10

─14 ( a 25 ºC )

En agua pura [H3O

+] = [OH

─] = 10

─7 M ( a 25 ºC )

Dependiendo de los valores de estas concentraciones podemos tener tres tipos de

disoluciones:

a) Ácida: Al disolver un ácido en agua aumentará [H3O+], el equilibrio de disociación del

agua se desplazará hacia la izquierda y por tanto disminuirá [OH─]. En este caso la

[H3O+] > [OH─] o lo que es igual, [H

3O

+] > 10

─7M y [OH

─] < 10

─7M, no variando K

w.

b) Básica: Al disolver una base ocurrirá lo contrario: [H3O

+] < [OH

─], [H

3O

+] < 10

─7M y

[OH─] > 10

─7 M. El valor de Kw no variará (siempre que no cambie la temperatura).

c) Neutra: Cuando [H3O

+] = [OH

─] = 10

─7 M

Hemos de resaltar que ni [H3O

+] ni [OH

─] pueden valer 0, pues en ese caso K

w sería 0.

2.2.- Concepto de pH

Puesto que en disoluciones acuosas [H3O+] y [OH─] están ligadas a través de Kw,

conociendo una de ellas inmediatamente conoceremos la otra. Normalmente se suele

trabajar con [H3O+], la cual suele variar entre 1 (para una disolución 1 N de un ácido fuerte)

y 10─14 (para una 1 N de una base fuerte)

Para expresar estas concentraciones con números sencillos, Sörensen introdujo el

concepto de pH, que se define como "el logaritmo decimal cambiado de signo de la

concentración molar de iones oxonio (o protones)":

pH = -log [H3O+] = log (1/[H

3O+])

De forma similar podemos definir un pOH como: pOH = -log [OH─] = log (1/[OH

─])

Atendiendo al pH o pOH podemos clasificar las disoluciones en:

a) Ácidas: cuando el pH < 7 o bien pOH > 7

b) Básicas: cuando el pH > 7 o bien pOH < 7 ( a 25 ºC )

c) Neutras: cuando el pH = pOH = 7

Observando la expresión de Kw es fácil concluir que: pH + pOH = 14 (a 25 ºC)

Hemos de tener en cuenta que, debido al signo negativo, una concentración elevada

supone un pH pequeño y viceversa. Es decir, cuanto más ácida es una disolución la

concentración de iones H3O+ será mayor pero el pH será menor.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (6)

2.3.- Medida del pH De forma aproximada se puede hacer mediante

papel indicador universal, que es un papel

impregnado de una mezcla de indicadores y que

toma distintas tonalidades de color según el pH de

la disolución en que se introduce. Para medir el pH

de forma exacta se hace mediante el uso de un

aparato denominado pH-metro.

2.4.- Indicadores Son disoluciones de ciertas sustancias orgánicas de carácter ácido (o básico) débil,

que tienen la propiedad de cambiar de color al variar el pH del medio en el que se

encuentran, puesto que el ácido y su base conjugada tienen distinto color.

Dado que es un ácido (en la mayoría de los casos) débil se disociará según el equilibrio:

HIn + H2O In

─ + H

3O

+

Ejemplo: (Naranja de metilo) Rojo Amarillo

- En disoluciones ácidas el equilibrio se desplaza a la izquierda y el color será rojo.

- En disoluciones básicas se desplazará a la derecha y presentará el color amarillo.

El cambio de color no se produce a un pH fijo, sino en un intervalo de unas dos

unidades aproximadamente. Esto se debe a que, para poder apreciar bien el cambio de

color, las concentraciones de la forma ácida (HIn) y de su base conjugada (In─) deben ser

unas 10 veces mayor una que otra. A esto es a lo que se llama intervalo de viraje del

indicador.

Veamos algunos ejemplos: Indicador Color ácido Color básico Intervalo de viraje Naranja de metido Rojo Amarillo 3,1 – 4,5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 – 6,3 Violeta de metilo Amarillo Violeta 1,0 – 1,5 Azul de bromotimol Amarillo Azul 6,0 – 7,6 Tornasol Rojo Azul 6,0 – 8,0 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8,3 – 10,0 Amarillo de alizarina Amarillo Rojo 10,1 – 12,0

3.- FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

3.1.- Ácidos fuertes y débiles Según Arrhenius un ácido o una base son tanto más fuertes cuanto más disociados

estén en sus disoluciones acuosas, es decir, cuanto mayor sea su grado de disociación ().

Según Brönsted-Lowry un ácido o una base serán tanto más fuertes cuanto mayor sea

su tendencia a ceder (ácidos) o a aceptar (bases) un protón.

Ahora bien, esta tendencia es relativa pues dependerá frente a quien estén. Por ello

hay que tomar una sustancia de referencia, y se ha tomado el agua.

Los ácidos fuertes estarán disociados prácticamente en su totalidad, mientras que los

débiles estarán parcialmente ionizados, existiendo un equilibrio de disociación.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (7)

Los ácidos fuertes más importantes son: HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr y HI,

los cuales se considera que están totalmente disociados, y por tanto en ellos no existe

equilibrio de disociación.

Hay que tener en cuenta también que cuanto más fuerte es un ácido más débil es su

base conjugada, y viceversa.

Para estudiar de forma cuantitativa la fortaleza de ácidos y bases hemos de calcular

la constante de equilibrio, aplicando la ley de acción de masas, de su reacción con agua.

Así, para un ácido genérico HA: HA + H2O A

─ + H

3O

+

Kc = [A

─]·[H

3O

+] / [HA]·[H

2O]

En disoluciones acuosas diluidas,

que son las que se manejan normalmente,

la concentración de agua permanece

prácticamente constante, por lo que se

incluye en la constante de equilibrio, con

lo cual: Kc· [H

2O] = [A

─]·[H

3O

+] / [HA]

Ka = [A

─]·[H

3O

+] / [HA]

La constante Ka se denomina

constante de acidez, de disociación o de

ionización del ácido.

Ejemplo:

CH3COOH + H

2O CH

3COO

─ + H

3O

+

Ka= [CH

3COO

─]·[H

3O

+] / [CH

3COOH]

Cuanto mayor sea el valor de Ka más

fuerte será el ácido y más débil su base

conjugada (ver tabla).

3.2.- Bases fuertes y débiles Las bases también pueden dividirse en fuertes y débiles.

Son bases muy fuertes los hidróxidos muy solubles: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2 y Ba(OH)2.

De forma similar, para una base

débil podemos definir su constante

de basicidad o de disociación o

ionización: B + H2O BH

+ + OH

─

Kc = [BH

+]·[OH

─] / [B]·[H

2O]

Kc·[H

2O] = [BH

+]·[OH

─] / [B]

Kb = [BH

+]·[OH

─] / [B] Ejemplo: NH

3+H

2O NH

4

++OH

─ K

b=[NH

4

+]·[OH

─]/[NH

3]

Cuanto mayor sea el valor de Kb más fuerte será la base y más débil su ácido conjugado.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (8)

3.3.- Grado de disociación o de ionización

Para ácidos y bases débiles, al igual que para cualquier equilibrio, se suele utilizar el

concepto de grado de disociación o ionización.

Como sabemos se puede expresar bien en tanto por uno o en tanto por ciento (%).

Normalmente se trabaja con concentraciones por lo que se suele expresar como

cociente de concentraciones

∝=𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑜𝑠

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠=

𝑥 𝑉⁄

𝑛𝑜 𝑉⁄=

𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎

𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙=

𝐶

𝐶𝑜

3.4.- Fortaleza de los pares ácido/base conjugados Los valores de K

a o K

b permiten ordenar la fortaleza relativa de los ácidos y las

bases, como puede verse en los ejemplos de la siguiente tabla:

Ácido fuerte Ka Kb Base débil

HClO4, HCl, HBr, Muy grande Muy pequeña ClO4─ , Cl─

HI, HNO3 , H2SO4 Muy grande Muy pequeña NO3─ , HSO4

─

H3O+ 1 1,0·10─14 H2O

HSO4─ 1,3·10─2 7,7·10─13 SO4

2─

H3PO4 7,5·10─3 1,3·10─12 H2PO4─

CH3COOH 1,8·10─5 1,4·10─11 CH3COO─

H2CO3 4,3·10─7 2,3·10─8 HCO3─

NH4+ 5,6·10─10 1,8·10─5 NH3

HCN 4,9·10─10 2,0·10─5 CN─

HCO3─ 5,6·10─11 1,8·10─4 CO3

2─

H2O 1,0·10─14 1 OH─

NH3 Muy pequeña Muy grande NH2─

OH─ Muy pequeña Muy grande O= Ácido débil Ka Kb Base fuerte

A la vista de la tabla se puede predecir que cualquier ácido reaccionará como tal

frente a cualquier base de un par que esté por debajo de él en dicha tabla.

Ejemplo: HSO4─ reaccionará con CH3COO─ para dar SO4

2─ y CH3COOH.

Los ácidos y bases fuertes se considera que están totalmente disociados en

disoluciones diluidas por lo que sus constantes Ka o Kb son infinitamente grandes y por

tanto = 1 (o 100 %) y las reacciones ácido-base se consideran irreversibles (no hay

equilibro).

Ejemplos: HCl + H2O Cl─ + H3O+ KOH K+ + OH─

En disolución acuosa el ácido más fuerte que puede estar presente en cualquier

concentración es el H3O+. Los ácidos más fuertes que él estarán totalmente disociados y su

fortaleza no se puede diferenciar. Análogamente, la base más fuerte que puede

encontrarse en disolución acuosa, en cualquier concentración, es el OH─.

Las constante Ka y K

b de cualquier par ácido-base conjugados se relacionan mediante

Kw. Veámoslo:

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (9)

HA + H2O A

─ + H

3O

+ K

a = [A

─] · [H

3O

+] / [HA]

A─ + H

2O HA + OH

─ K

b = [AH] · [OH

─] / [A

─]

------------------------------------

H2O + H

2O H

3O

+ + OH

─ K

w = [H

3O

+] · [OH

─]

Por tanto vemos que Ka· K

b = K

w

Esta expresión nos permite conocer Ka conociendo K

b o viceversa para un par ácido-

base dado.

3.5.- Ácidos polipróticos Los ácidos polipróticos son aquellos que pueden ceder más de un protón: H

2SO

4,

H2CO

3, H

3PO

4 …

La fuerza de los ácidos no depende del número de protones que cedan en su

disociación cada una de sus moléculas, es decir que no porque el ácido tenga más protones

su fortaleza va a ser mayor. De hecho, el H3PO4 es más débil que el HCl, por ejemplo.

Para entenderlo hemos de tener en cuenta que éstos ácidos no ceden de una vez y con

la misma facilidad todos los protones, sino de uno en uno y cada vez con mayor dificultad.

Por ejemplo: H3PO

4 + H

2O H

2PO

4

─ + H

3O

+ K

a1= 7,5 · 10─3

H2PO

4

─ + H

2O HPO

4

2─ + H

3O

+ K

a2= 6,2 · 10─8

HPO4

2─ + H

2O PO

4

3─ + H

3O

+ K

a3= 2,2 · 10─13

Observamos que Ka3

<< Ka2

<< Ka1

. Normalmente Ka1

/ Ka2

105 por lo que la fortaleza

de un ácido poliprótico depende casi exclusivamente de Ka1

.

No hemos de olvidar que en la disolución anterior estarán presentes las especies: H2O,

H3O+, H3PO4, H2PO4─, HPO4

2─ y PO43─.

* Nota: El ácido sulfúrico es el único ácido poliprótico que cede casi con la misma

facilidad los dos protones, por lo que se considera que cede a la vez ambos y por tanto

siempre vamos a suponer que ocurre así:

H2SO4 SO42─ + 2 H+

4.- CÁLCULO DEL pH DE UNA DISOLUCIÓN

4.1.- Cálculo de pH de disoluciones de ácidos o de bases fuertes

Al añadir un ácido fuerte al agua, los H3O

+ que aporta el agua a la disolución son

despreciables frente a los que aporta el ácido por lo que no se tienen en cuenta los del

agua. Por ejemplo, en una disolución de HCl 0,1 M la [H3O

+] procedente del ácido es 10

-1 y la

procedente del agua es 10-13

.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (10)

Por ejemplo: HCl + H2O H3O+ + Cl─ 0,1 M 0,1 M

Es decir que, de forma general, [H3O

+] = [Ácido]inicial

Únicamente si la concentración del ácido es próxima o menor a 10-7

tendremos que

tener en cuenta a los H3O+ procedentes de la ionización del agua.

Igual podemos decir para las bases fuertes respecto a la [OH─], es decir tomamos:

[OH─] = [Base]inicial y despreciaremos la [OH

─] procedente de la disociación del agua.

Por ejemplo: NaOH Na+ + OH─ 0,2 M 0,2 M

Ejercicios:

1.- Calcula el pH de una disolución de ácido peryódico 0,3 M. (Soluc: pH=0,52)

2.- Calcula el pH de una disolución de Mg(OH)2 0,25 M. (Soluc: pH=13,70)

4.2.- Cálculo de pH de disoluciones de ácidos o de bases débiles En estos casos la disociación es pequeña ( < 0,01) y hay que aplicar las leyes del

equilibrio químico vistas en el tema anterior. No obstante, se suelen hacer dos

aproximaciones:

- Suponer que todos los iones H3O+ o OH

─ proceden del ácido o de la base y no del

agua (salvo que se trate de ácidos o bases muy débiles: Kc < 10-11 o que la disolución

sea muy diluida: [ ] < 10-7 M).

- Considerar 1─ 1, es decir despreciar lo que se disocia frente a la concentración

inicial siempre que sea muy pequeño. Esto facilita bastante los cálculos

matemáticos.

Conviene asegurarse, al final del problema, que dichas aproximaciones son aceptables.

Hacer ejercicio 7 de pág. 205 (Soluc: pH=2,72)

Ejercicio: Calcula el pH y el pOH de una disolución 0,25 M de amoniaco. Dato: Kb=1,8·10-5

(Soluc: pOH=2,67 y pH=11,33)

Ver ejercicios resueltos 2 y 3 de pág. 204.

4.3.- Cálculo de pH de mezcla de disoluciones de ácido fuerte con base fuerte Como sabemos, en estos casos se va a producir una reacción de neutralización, y

debemos de tener en cuenta dos aspectos:

- La sal resultante no sufre hidrólisis (como veremos más adelante) y por tanto no

modifica el pH.

- Si los reactivos están en cantidades estequiométricas la disolución final será

neutra, pero si no es así, habrá que determinar cuál es el reactivo en exceso.

Deberemos calcular la concentración de ácido o base que queda en exceso y a

partir de ella calcularemos el pH final.

Ejercicio: Calcula el pH de la disolución resultado de mezclar 50 mL de HNO3 0,15 M con

50 mL de una disolución acuosa que contiene 1 g de NaOH. (Soluc: pH=13,2)

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (11)

Kc=Kh

Kc=Kh

5.- HIDRÓLISIS DE SALES

5.1.- Hidrólisis Las disoluciones de algunas sales neutras, en contra de lo que aparentemente sería

lógico (que tuviesen pH neutro), presentan carácter ácido o básico. Esto se debe a que, al

menos uno de los iones de la sal reacciona con el agua, dando lugar a H3O+ o a OH─. Esta

reacción de los iones con el agua se denomina hidrólisis.

Se trata por tanto de una reacción ácido-base en la cual un anión (base) reacciona con

el agua (ácido), o bien un catión (ácido) reacciona con el agua (base).

Ejemplos: CH3COO

─ + H

2O CH

3COOH + OH

─ NH4

+ + H

2O NH

3 + H

3O

+

Para estudiar este fenómeno tendremos en cuenta que el catión procede de la base

(B+OH─) y el anión del ácido (H+A)

Pueden presentarse cuatro casos, que veremos a continuación.

a) Sal de ácido fuerte y base fuerte (NaCl, KI, KNO3, NaClO

4...).

Al provenir el anión de un ácido fuerte y el catión de una base también fuerte, el anión

será una base débil y el catión será un ácido débil (ambos más débiles que el agua), por

lo que ninguno sufrirá hidrólisis (ninguno reaccionará con agua) y la disolución será

neutra.

Ejemplo: El NaCl es una sal que proviene de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte

(NaOH), por lo que los iones en los que se disocia (Na+ y Cl─) serán débiles y ninguno

sufrirá hidrólisis.

NaCl OH2 Na

+ + Cl

─ Na

+ + H

2O No reacciona Cl

─+ H

2O No reacciona

b) Sal de ácido fuerte y base débil (NH4Cl, NH

4NO

3 ...)

El anión será una base débil y el catión será un ácido más fuerte que el agua, por lo que

el anión no reaccionará mientras que el catión sufrirá hidrólisis, originando H3O+ y la

disolución será ácida.

Ejemplo: NH4Cl

OH2 NH4

+ + Cl

─

Cl─ + H

2O No reacciona NH

4

+ + H

2O NH

3 + H

3O

+

c) Sal de ácido débil y base fuerte (CH3COONa, CH

3COOK, KCN, Na

2CO

3 ...)

El anión será una base más fuerte que el agua y el catión será un ácido débil, por lo que

el segundo no sufrirá hidrólisis y el primero sí, danto lugar a OH─ y originando una

disolución básica.

Ejemplo: CH3COONa

OH2 CH3COO

─ + Na

+

Na+ + H

2O No reacciona CH

3COO

─ + H

2O CH

3COOH + OH

─

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (12)

Kc2=Kh2 Kc1=Kh1

d) Sal de ácido débil y base débil (CH3COONH

4, NH

4CN, (NH

4)2CO

3 ...)

El anión será una base más fuerte que el agua y el catión será un ácido más fuerte que

el agua, por lo que los dos sufrirán hidrólisis y la disolución será ácida o básica,

dependiendo del grado de hidrólisis de cada uno de los iones, es decir del valor de las

constantes de ambos equilibrios Kc1 y Kc2 , en definitiva de Kh1 y Kh2.

Ejemplo: NH4CN

OH2 CN─ + NH

4

+

CN─ + H

2O HCN + OH

─ NH4

+ + H

2O NH

3+ H

3O

+

5.2.- Constantes de hidrólisis y su relación con Ka y Kb Todos los equilibrios descritos en los apartados anteriores tienen su constante de

equilibrio, que para este tipo de reacciones se denomina constante de hidrólisis (Kh).

Ejemplo: En el último equilibrio escrito Kh= [NH

3]·[H

3O

+] / [NH

4

+] que si observamos

no es ni más ni menos que la Ka del NH

4

+: K

h = K

a

Igual podemos hacer con el CN─, en el cual K

h = K

b = [HCN]·[OH

─] / [CN

─]

Teniendo en cuenta las relaciones entre Kw con K

a y K

b de cualquier par conjugado

ácido-base podemos calcular la constante de hidrólisis de un catión (Kh=K

a) conocida la K

b

de su base conjugada o bien calcular la constante de hidrólisis de un anión (Kh=K

b) conocida

la Ka de su ácido conjugado.

Por ejemplo, podemos calcular la Kh del amonio (NH4+) conociendo la Kb del amoniaco (NH3):

𝐾ℎ = 𝐾𝑎 =⌊𝑁𝐻3⌋ · ⌊𝐻3𝑂+⌋

⌊𝑁𝐻4+⌋

=⌊𝑂𝐻−⌋ · ⌊𝐻3𝑂+⌋

⌊𝑁𝐻4+⌋ · ⌊𝑂𝐻−⌋⌊𝑁𝐻3⌋

=𝐾𝑤

𝐾𝑏

De forma similar se puede demostrar que: 𝐾ℎ = 𝐾𝑏 =𝐾𝑤

𝐾𝑎

Hacer ejercicio 2 de pág. 207.

Ejercicios:

a) Ordena las disoluciones acuosas de KCl, (NH4)2SO4, NaF y CH3COONa de menor a mayor

valor de pH.

b) Justifica cómo será el pH de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: NaCN,

NH4Br y KF.

6.-DISOLUCIONES REGULADORAS

También se denominan disoluciones amortiguadoras, tampón o buffer.

Estas disoluciones mantienen casi constante la [H3O+], y por tanto el pH, aunque se le

añadan pequeñas cantidades de cualquier ácido o de base (esta pequeña adición, en agua

pura supondría una variación de pH de varias unidades).

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (13)

Estas disoluciones tienen aplicación en procesos de análisis químicos en los que se

precisan condiciones constantes de pH, y tienen gran importancia en multitud de procesos

bioquímicos de los seres vivos. Por ejemplo, la sangre tiene un pH de 7,4 y una variación de

0,4 unidades supone alteraciones que producirían la muerte.

Su composición puede ser de dos tipos:

Un ácido débil y una sal (en concentración relativamente elevada) de su base

conjugada.

Una base débil y una sal (en concentración relativamente elevada) de su ácido

conjugado.

6.1.- Funcionamiento de las disoluciones reguladoras Tomaremos un ejemplo para explicar cómo se produce la función amortiguadora:

Disolución formada por: CH3COOH y CH

3COONa

CH3COOH + H

2O CH

3COO

─ + H

3O

+ CH

3COONa CH

3COO

─ + Na

+

La disociación total de la sal (CH3COONa) hace que exista gran concentración del

anión (CH3COO

─), lo que origina que el equilibrio de disociación del CH3COOH se desplace a

la izquierda según el principio de Le Châtelier (efecto del ion común). Esto provoca que la

concentración de ácido (CH3COOH) sea elevada. Por tanto en la disolución tampón existirá

gran cantidad de CH3COOH y de CH

3COO

─.

Al añadir una pequeña cantidad de otro ácido a la disolución reguladora, casi todos los

H3O+ que éste incorpora a la disolución reaccionan con el CH3COO─ (pues hay mucho) para

originar CH3COOH, con lo cual la variación de pH será mucho menor que la que se hubiera

producido sobre agua pura.

Si añadimos una pequeña cantidad de base, los OH─ de ésta reaccionarán con los H3O+

del equilibrio del ácido. Según el principio de Le Châtelier, al ir gastándose los H3O+ , el

equilibrio se desplazará a la derecha para generar nuevos H3O+ y, puesto que hay mucha

concentración de ácido, la mayoría de los OH- agregados serán neutralizados por los iones

H3O+ que se van generando en la disociación del ácido. Por esta razón el pH apenas se verá

modificado.

Igual podríamos razonar de la disolución reguladora formada por NH3 y NH

4Cl.

7.- VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE

7.1.- Neutralización (ya estudiada)

7.2.- Valoraciones ácido-base También se denominan volumetrías ácido-base.

Se trata de un método para determinar la concentración de un ácido (o una base) en

una disolución midiendo el volumen de otra disolución de una base (o un ácido) de

concentración conocida necesario para su neutralización.

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (14)

El fundamento es el cambio brusco de pH que se produce en el punto de equivalencia

(punto final) de la reacción de neutralización.

El punto de equivalencia se alcanza cuando se ha añadido el ácido suficiente para

neutralizar toda la base o viceversa. Es decir, cuando se igualan los equivalentes de ácido

con los de base.

nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base Na·Va = Nb·Vb

Ese punto se pone de manifiesto normalmente por el cambio de color de un indicador.

7.3.- Curvas de valoración Son gráficas que representan en el eje X el volumen de disolución conocida (de ácido o

de base) que se va añadiendo y en el eje Y el pH que va resultando.

Ejemplo: Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte (Acidimetría): Valoración

de 50 cc de HCl 0,1 N (sería la concentración desconocida) con NaOH 0,1 N.

[H3O

+]inicial

= 0,1 pHinicial = -log 0,1 = 1

Para calcular el pH que va resultando a medida que vamos añadiendo disolución de NaOH

procederemos de la siguiente forma:

Añadimos 30 cc de NaOH, que neutralizarán a 30 cc de HCl y quedan por neutralizar 20

cc de HCl.

Calculamos los moles de HCl que quedan por neutralizar:

moles HCl que quedan = M·V = N·V = 0,1 · 0,02 = 0,002 (en este caso M = N)

Calculamos la concentración de HCl y a partir de ella el pH resultante:

[HCl] = moles HCl/Vtotal =0,002 / (0,05+0,03) = 0,025 M pH=-log 0,025 =1,6

Repitiendo este proceso vamos calculando el pH para cada volumen de NaOH que hemos

añadido, con lo cual obtenemos la siguiente tabla y su gráfica correspondiente:

V

NaOH (cm3) pH

--------------- -----

0,0 1,0

30,0 1,6

40,0 1,9

49,0 3,0

49,9 4,0

50,0 7,0

50,1 10,0

51,0 11,0

60,0 12,1

70,0 12,4

Observamos que en las proximidades del punto de equivalencia hay un salto brusco de

pH que será:

- de 8 unidades (de 3 a 11) para un V de 2 cm3 (de 49 a 51).

- de 6 unidades (de 4 a 10) para un V de 0,2 cm3 (de 49,9 a 50,1).

Naturalmente, el cambio de color del indicador casi nunca se produce exactamente

en el punto de equivalencia. Sin embargo, la adición de la última gota, la que hace que

0

2

4

6

8

10

12

pH

20 40 60

V(NaOH)

80

14

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (15)

alcancemos (y, probablemente sobrepasemos) el punto de equivalencia, produce un

cambio tan brusco del pH que podemos estar seguros de atravesar la zona de viraje de

casi cualquier indicador ácido─base.

Hemos de tener en cuenta que el pH en el

punto de equivalencia no es forzosamente 7.

Por ejemplo, cuando valoramos un ácido débil

(ácido acético) con una base fuerte (NaOH), el

salto de pH es menor y en el punto de

equivalencia la disolución es ya básica (pH>7)

(Ver gráfica), puesto que se forma una sal

(CH3COONa) de ácido débil y base fuerte, cuyo

anión se hidroliza dando iones OH─. De igual forma, al valorar una base débil con un ácido

fuerte en el punto de equivalencia el pH<7 pues se hidroliza el catión produciendo H3O+. En

estos casos hay que tener cuidado en elegir bien el indicador.

Por último, hay que tener en cuenta que un indicador será

adecuado para una valoración concreta si vira cerca del punto de

equivalencia, pues si vira antes o después no podremos saber cuál

es ese punto.

Si representamos una curva de valoración de una base fuerte

con un ácido fuerte (alcalimetría) nos saldrá una curva de igual

forma pero invertida, como si estuviese reflejada en un espejo

(ver gráfica).

Ver ejercicio resuelto 1 de pág. 210.

8.- TEORÍA DE LEWIS (No se pide en Selectividad, no es materia de examen)

Se trata de la teoría más reciente y que engloba a las anteriores, según la cual:

- Ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones de otra sustancia

(que será la base).

- Base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones a otra sustancia (que

será el ácido).

Por tanto, según esta

teoría el H+ es un ácido porque

puede albergar un par de

electrones en su orbital 1s que

tiene vacío. También es un ácido

el AlCl3 pues el Al tiene un orbital

“3p” vacío. De manera similar el

NH3 es una base porque los dos

electrones no enlazantes del

nitrógeno se pueden ceder a otra

sustancia.

0

2

4

6

8

10

12

pH

20 40 60

V(HCl)

80

14

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (16)

ACTIVIDADES DEL TEMA 7: ÁCIDOS Y BASES

Del libro:

Dato para el problema 22: Kb(NH3)=1,8·10-5

1.- Completa los siguientes equilibrios ácido-base indicando el nombre de todas las especies que

aparezcan en las distintas reacciones, así como los pares conjugados que existen:

a) H3O+ + ClO─

b) NH4+ + OH─

c) H2O + CO32─

d) HNO3 + H2O

2.- Utilizando la teoría de Brönsted-Lowry, indica cuáles de las siguientes especies químicas pueden

actuar solo como ácidos, cuáles solo como bases y cuáles como ácidos y bases:

H2CO3 OH–

H2PO4– NO2

– HCO3– O2–

3.- Calcula:

a) El pH de 100 mL de una disolución de ácido nítrico comercial del 25 % de riqueza y densidad 1,15

g/mL.

b) El pH de la disolución resultante de mezclar 25 mL de la disolución anterior con 25 mL de

hidróxido de potasio 0,25 M.

4.- ¿Qué concentración debe tener una disolución de HCl para que tenga el mismo pH que otra de ácido

acético 0,50 M?. Dato: Ka(CH3COOH)=1,8·10-5

5.- El componente activo de la aspirina es el ácido acetilsalicílico, un ácido monoprótico débil cuya

fórmula molecular es C9O4H8. Calcula el pH de una disolución resultado de disolver 0,1 g de

aspirina en agua hasta un volumen de 100 mL. Dato: Ka(ácido acetilsalicílico)=3,7·10-4

6.- Calcula:

a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de HCl 1,0 M con 0,075 L de NaOH 0,5 M.

b) Los mL de disolución acuosa 0,10 M de NaOH que hay que añadir a 100 cm3 de agua para que el

pH resultante sea 12,0.

7.- Razona si las disoluciones acuosas de las siguientes sales serán ácidas, básicas o neutras:

KCl NH4Br Na2CO3 Na2S NH4CN

8.- Disponemos de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, sulfato de sodio, ácido nítrico, nitrato de

amonio, amoniaco y cloruro de amonio. Indica qué pares pueden formar una solución reguladora del

pH.

9.- Disponemos de 50 cc de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 0,05 M. Calcula:

a) el pH de dicha disolución.

b) el pH que se obtendrá al añadirle 50 mL de agua a la disolución anterior.

10.- a) Calcule el volumen de agua que hay que añadir a 100 mL de una disolución 0,5 M de NaOH para

que sea 0,3 M.

b) Si a 50 mL de una disolución 0,3 M de NaOH añadimos 50 mL de otra de HCl 0,1 M, ¿qué pH

tendrá la disolución resultante? Suponga que los volúmenes son aditivos.

Página 218 219

Número 2, 3, 8, 16, 20, 22 y 23 26, 29 y 32

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 7 – Ácidos y Bases (17)

SOLUCIONES

Del libro:

2) NH4+, H2SO4, HCO3

─, Cl─, NO3─, OH─, NH2

─, SO42─

3) ClO─ y NO2─. Menos débil es ClO─

8) 0,002 M

16) Ka = 1,6·10-5 ; α = 0,0126

20) α =1,2 % ; pH = 2,92

22) 6,55·10-4 M

23) Ka = 10-5 ; pH = 3

26) Verdadera – Falsa - Falsa

29) Na+ y CO32─ ; El CO3

2─ ; Básico

32) 5 mg ; pH = 2,7

1) a) Agua + ácido hipocloroso b) Amoniaco + agua

c) Oxonio + hidrógenocarbonato d) Nitrato + oxonio

2) Sólo ácido: ácido carbónico Sólo base: Hidróxido, nitrito y óxido

Anfótero: dihidrógenofosfato e hidrógenocarbonato

3) pH = -0,66 ; pH = -0,34

4) 3·10-3

5) pH = 2,89

6) pH = 1,02 ; V = 11,1 mL

7) Neutra, Ácido, Básica, Básica, dependerá de los valores de las Kh del NH4+ y del CN

8) Cloruro de amonio/Amoniaco y Nitrato de amonio/Amoniaco

9) pH = 1 ; pH = 1,3

10) V = 67 mL ; pH = 13