Ácido- Base 2º Bachillerato
ácido-base
CaracterÍsticas de ácidos y bases.
Desde muy antiguo se sabía de la existencia de dos grupos de compuestos químicos, los ácidos y las bases (o álcalis), que presentaban propiedades aparentemente antagónicas:
Los ácidos dan coloración roja con el tornasol (indicador), tienen sabor agrio, son corrosivos para la piel, atacan a los metales desprendiendo H2 y producen efervescencia al actuar sobre los carbonatos.
L as bases dan coloración azul con el tornasol, tienen sabor amargo, suaves al tacto,disuelven grasas y neutralizan los ácidos al reaccionar con ellos:
Definición de Arrhenius.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”.
AH (en disolución acuosa) A– + H+
Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH (en disolución acuosa) B+ + OH–
Ejemplo:
NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
Ba(OH)2 (en disolución acuosa) Ba2+ + 2(OH–)
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–)
R ealmente el ión H+ no existe como tal en disolución, ya que debido a su reactividad se incorpora a una molécula de agua formando el ión H3O+
Podríamos, por tanto, redefinir de forma más actual ácido (según Arrhenius), como una sustancia que en disolución acuosa da iones H3O+
La teoría de Arrhenius tiene el inconveniente de que solo es aplicable a reacciones en disolución acuosa y sólo se aplica a los hidróxidos.
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.
BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).
Según la teoría de Brönsted cuando un ácido cede un H+ se transforma en una especie que puede aceptar H+. Esto, es, en una base de Brönsted. De forma análoga cuando una base capta un H+ se transforma en una especie capaz de ceder H+. Esto es, en un ácido.
Se denomina base conjugada de un ácido de Brönsted a la especie que resulta tras ceder un H+
Se denomina ácido conjugado de una base de Brönsted a la especie que resulta tras captar un H+
 
 
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).
Equilibrio de ionización del agua. CONCEPTO DE pH.
L a experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
El agua es capaz de actuar como ácido o como base (anfolito ó anfótero). En consecuencia, se establece un equilibrio conocido como equilibrio de autoionización según el cual algunas moléculas de agua (muy pocas) están ionizadas.
Escribiendo la constante correspondiente a este equilibrio (Kw) tenemos:
Kw recibe el nombre de constante de autoionización del agua o producto iónico del agua.
P ara el agua pura, y a 25 0C, el valor de Kw es 10 -14. Como las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales:
Sörensen propuso (en 1909) la escala pH para medir la acidez de las disoluciones acuosas:
Se define el pH como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones H3O+:
Con el fin de fijar una referencia consideremos el agua pura como sustancia neutra.
P or tanto el pH del agua pura valdrá:
Cualquier sustancia ácida dará lugar a una concentración de iones H3O+ superior a 10 -7 (10-6, 10-5, 10-4...) y, en consecuencia, tendrá un pH inferior a 7.
Cualquier sustancia básica dará lugar a una concentración de iones H3O+inferior a 10 -7 (10-8, 10-9, 10-10...) y, en consecuencia, tendrá un pH superior a 7.
De forma análoga a como se ha definido el pH podemos definir el pOH como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH -:
Es posible establecer una relación entre pH y pOH a partir de Kw:
Tipos de disoluciones
Ácidas: [H3O+] > 10–7 M pH < 7
Básicas: [H3O+] < 10–7 M pH > 7
Neutras: [H3O+] = 10–7 M 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.
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
C omo 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
Ejercicio A (Selectividad. Madrid Previo 1997):
Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES.
Los ácidos y las bases son sustancias que al disolverse en agua dan iones (son electrolitos), pero no todos se disocian en idéntica extensión:
Se denominan ácidos fuertes aquellos que se considera que están completamente ionizados, lo que quiere decir que podemos considerar que en disolución solo existen los iones (parte derecha de la ecuación):
Muchos de los ácidos inorgánicos son ácidos fuertes.
S erán bases fuertes aquellas que se considera que están completamente ionizadas:
Los hidróxidos de los metales alcalinos son un ejemplo de bases fuertes.
S e denominan ácidos débiles aquellos que no están completamente ionizados, estableciéndose un equilibrio entre la parte disociada (iones) y la parte molecular no disociada:
La mayoría de los ácidos orgánicos son débiles.
A nálogamente serán bases débiles aquellas que no están completamente ionizadas:
El amoniaco es una base débil.
Considerando lo dicho podríamos escribir la constante para los equilibrios ácido-base:
Constante de un ácido débil (Ka):
C onstante de una base débil (Kb):
Las constante de un ácido (Ka) o de una base (Kb) pueden darnos idea de su fortaleza, ya que cuanto más ionizados estén, más fuertes serán. En consecuencia un ácido o una base será tanto más fuerte cuanto más elevada sea su constante.
La constante del equilibrio ácido- base no se define para el caso de ácido fuertes, ya que en este caso al no existir (prácticamente) la especie molecular (sin disociar) el valor de Ka o Kb es prácticamente infinita.
Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados. ()
Ejemplos:
HCl (ac) Cl– + H+ NaOH (ac) Na+ + OH–
Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente ()
Ejemplos:
CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–
Fuerza de ácidos.
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.
Ácidos polipróticos
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 HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O CO32– + H3O+
Ka1 = 4,5x10–7 M Ka2 = 5,7x10–11 M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Fuerza de bases.
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 NH4+ + OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
 De donde se deduce que x = [OH–] = 1,9 · 10–3 M
pOH = – log [OH–] = – log 1,9 · 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
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–
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.
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–
Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “”
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 2 (o Kb = c 2 )
De donde:  Igualmente 
Hidrólisis de las sales
Es la reacción de los iones de una sal con el agua.
Las sales, que en disolución deberían ser sustancias neutras, pueden dar valores de pH por encima o por debajo de siete, debido a que en algunas ocasiones los iones resultantes de la disociación de la sal pueden reaccionar con el agua (reacción de hidrólisis). Esto tiene lugar cuando el anión o el catión resultantes de la disociación de la sal son más fuertes como ácido o como base que el agua (sustancia anfótera).
Sales procedentes de un ácido fuerte (HCl, HNO3...) y una base fuerte (hidróxidos de metales alcalinos o alcalino- térreos).
Ejemplos: NaCl, KCl, BaCl2 ... NaNO3, KNO3 ... Na2SO4, K2SO4 ...
E stos compuestos están ionizados en disolución acuosa:
El Cl-, aunque es (según Brönsted) una base, procede de un ácido fuerte (HCl) que cede con facilidad los H+, luego su base conjugada (Cl-) mostrará muy poca tendencia a captarlos (es una base mucho más débil que el agua). Por tanto la posible reacción:
Cl– + H2O HCl + OH–
De forma análoga el Na+ no presenta propiedades ácidas o básicas (según la teoría de Brönsted).
Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
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 están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante.
La disolución resultante será neutra (pH=7,0)
Sales procedentes de un ácido débil (CH3COOH, HCN...) y una base fuerte (hidróxidos de metales alcalinos o alcalino- térreos).
Ejemplos:
Acetatos (etanoatos) de metales alcalinos y alcalino-térreos: NaCH3COO, KCH3COO...
Cianuros de metales alcalinos y alcalino-térreos: NaCN, KCN ...
E stas sales se disocian según:
El Na+ no presenta propiedades ácidas o básicas.
E l CH3COO- es (según Brönsted) una base que procede de un ácido débil (CH3COOH ) que cede con dificultad los H+, luego su base conjugada (CH3COO-) mostrará una gran tendencia a captarlos (es una base mucho más fuerte que el agua). Por tanto reaccionará con el agua (reacción de hidrólisis) según:
Como en la reacción de hidrólisis se generan OH-, la disolución resultante será básica (pH>7,0)
Sales procedentes de un ácido fuerte (HCl, HNO3, H2SO4...) y una base débil (NH3).
Ejemplos: Cloruros, nitratos o sulfatos de amonio.
E stos compuestos, como todas las sales, se rompen en sus iones al disolverse en agua:
El Cl- es una base procedente de un ácido fuerte. En consecuencia, mostrará muy poca tendencia a captar protones del H2O (es una base mucho más débil que el agua). No sufre hidrólisis.
E l NH4+ es (según Brönsted) un ácido (puede ceder protones) que procede de una base débil (NH3), luego el NH4+ mostrará una considerable tendencia a ceder H+ (es un ácido mucho más fuerte que el agua). Por tanto reaccionará con el agua (reacción de hidrólisis) según:
Como en la reacción de hidrólisis se generan H3O+, la disolución resultante será ácida (pH<7,0)
Sales procedentes de un ácido débil (CH3COOH, HCN...) y una base débil (NH3).
Ejemplos: Acetatos (etanoatos) o cianuros de amonio.
P odemos escribir la reacción de disociación de la sal en disolución acuosa como:
En este caso ambos iones sufren hidrólisis ya que el NH4+ es un ácido que procede de una base débil (es un ácido mucho más fuerte que el agua) y el CH3COO- es una base que procede de un ácido débil (es una base mucho más fuerte que el agua).
Tendremos, por tanto, una doble hidrólisis:
El que la disolución sea ácida o básica dependerá del valor de las respectivas constantes de hidrólisis.
Ejemplo 1: Indique, de forma razonada, el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de NH4Cl. Dato Kb(NH3) = 1,8 10 -5
Solución: El NH4Cl se rompe en sus iones al disolverse en agua:
El Cl- es una base procedente de un ácido fuerte. En consecuencia, mostrará muy poca tendencia a captar protones del H2O (es una base mucho más débil que el agua). No sufre hidrólisis.
E l hecho de que nos den el valor de Kb para el NH3 nos indica que este compuesto es una base débi (más débil que el agua):
Por tanto su ácido conjugado (el NH4+) será un ácido fuerte (más fuerte que el agua) y sufrirá hidrólisis en disolución acuosa:
En esta hidrólisis se generan iones H3O+, la disolución presentará un pH ácido (pH<7,0)
Ejemplo 2: Indique, de forma razonada, el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de KCN. Dato Ka(HCN) = 6,2 10 -10
Solución:  El KCN, como todas las sales, se rompe en sus iones al disolverse en agua:
El K+ no presenta propiedades ácidas o básicas. No sufre hidrólisis.
E l hecho de que nos den el valor de Ka para el HCN nos indica que es un ácido débil (más débil que el agua):
P or tanto su base conjugada (el CN-) será una base fuerte (más fuerte que el agua) y sufrirá hidrólisis en disolución acuosa:
En esta hidrólisis se generan iones OH-, la disolución presentará un pH básico (pH>7,0)
Ejemplo 3: Indique, de forma razonada, el carácter ácido, básico o neutro de una disolución acuosa de NaClO. Dato Ka(HClO) =2,9 10 -8
Solución:  El hipoclorito de sodio (NaClO) se rompe en sus iones al disolverse en agua:
El Na+ no presenta propiedades ácidas o básicas. No sufre hidrólisis.
E l hecho de que nos den el valor de Ka para el HClO nos indica que es un ácido débil:
P or tanto su base conjugada (el ClO-) será una base fuerte (más fuerte que el agua) y sufrirá hidrólisis en disolución acuosa:
En esta hidrólisis se generan iones OH-, la disolución presentará un pH básico (pH>7,0)
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