Acido Base

1.-CONCEPTO DE ÁCIDO Y DE BASE

a) Teoría de la disociación iónica o Teoría de Arrhenius:

Ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones H+ (H3O+ ion oxonio, antiguamente hidronio) y aniones:

AH(ac)→ H+(ac) + A-(ac) HCl (ac)→

Base es aquella sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones OH- (ion hidroxilo u oxhidrilo) y cationes: BOH(ac)→B+(ac) + OH-(ac) Ba(OH)2 (ac)→

Limitaciones de la teoría:* Sólo sirve para disoluciones acuosas *Existen sustancias que son bases y no contienen OH *No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas, NH4Cl, Na2CO3………*Hay iones que son ácidos o bases (HCO3)-…..

b) Teoría de Brönsted y Lowry:

Ácido es la especie química que en disolución es capaz de ceder H+ y Base es la especie química que en disolución es capaz de captar H+. Para que un ácido pueda ceder protones tiene que existir una base que pueda aceptarlos, HCl → Cl- + H+ NH3 + H+→NH4+ y al conjunto

HCl + NH3 ↔ Cl- + NH4+ se le llama reacciones de transferencia de protones o equilibrio ácido-base : ácido 1 + base 2 ↔ base conjugada del ácido 1 + ácido conjugado de la base2

Los pares ácido-base conjugada, base-ácido conjugado difieren en un protón.

Cuanto más fácil el ácido ceda el protón (ácido fuerte), su base conjugada será débil porque no tendrá facilidad para aceptarlo. Así, el HCl es ácido fuerte y su base conjugada el ion Cl- será débil. La base NH3 es débil y su ácido conjugado NH4+ es fuerte.

La ventaja de esta teoría es que se puede aplicar a disoluciones no acuosas, pero tiene la limitación de que no puede por ej. explicar el carácter ácido de algunas sustancias que no tienen protones: BF3, AlCl3………

Sustancias anfóteras o anfipróticas son aquellas que se comportan como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrentan: H2O, HCO3- , HS-, H2PO4-……

**Ejercicios 1,2,3 pag.238 Santillana

2.-EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA (Ver apuntes)

3.-FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos y bases fuertes son aquellos que en disolución acuosa están totalmente disociados.

HA + H2O → A- + H3O+ como HClO4 , HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3

BOH→B+ + OH- como NaOH, KOH, Ca(OH)2

Ácidos y bases débiles son aquellos que en disolución acuosa están parcialmente disociados, por lo que existirá un equilibrio y una cte de equilibrio para el ácido (Ka) y otra para la base (Kb). Al aumentar K aumenta la fuerza del ácido o de la base y eso significa que estarán más disociados (el grado de disociación α aumentará).

HA + H2O ↔ A- + H3O+ K= [A-][H3O+]/[HA] ácidos débiles son HNO2, HF, CH3COOH, H2CO3, HCN,

B + H2O ↔ BH+ + OH- K= [BH+][OH-]/[B] bases débiles son NH3, CO32-, aminas

Ejercicios

1.- ¿Cuál es el pH de 50 ml de una disolución de HCl 0,5 M? Si añadimos agua hasta alcanzar un volumen de 500 ml, ¿cuál será el pH? Si en lugar de un ácido tenemos NaOH 0,5M, calcula el pH.

2.- A 15 g de ácido acético se añade agua hasta obtener 500ml de disolución. Calcula el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido acético. Datos: Ka (ácido)= 1,8.10-5 , masas atómicas: C 12, O 16, H 1

3.- La constante Kb del NH3 es igual a 1,8.10-5 a 25⁰C. Calcula: a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0,2M de amoniaco. b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoniaco.

4.- ¿Qué relación va a existir entre las constantes de acidez y basicidad de pares conjugados? Partiendo de los equilibrios de disociación para el par NH3 / NH4+ , comprueba que se cumple que: Kw = Ka . Kb

4.- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se llaman así a las reacciones entre un ácido y una base para originar una sal y agua

HA + BOH→BA + H2O Estudiamos tres tipos de neutralización:

Neutralización ácido fuerte-base fuerte: Ambos están totalmente disociados y sus pares conjugados no tienen tendencia a reaccionar con el agua y por tanto los iones H+ y los OH- son los que proceden del agua, con lo que la concentración de ambos es igual y el pH tendrá un valor de 7 si la neutralización es estequiométrica.

Ej. NaOH + HCl→NaCl + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl-→Na+ + Cl- + H2O Tanto el Na+ como el Cl- no reaccionarán con el agua.

b) Neutralización ácido débil-base fuerte: El ácido estará parcialmente disociado y origina una base conjugada que sí reaccionará con el agua originando una concentración de OH- que hará que la reacción tenga un medio básico con pH >7 . Mientras que la base al ser fuerte estará totalmente disociada y su ácido conjugado no reaccionará con el agua.

Ej. NaOH + CH3COOH→ CH3COONa + H2O

La sal formada estará disociada en iones Na+ y CH3COO-. El Na+ no reacciona y el CH3COO- sí reacciona con el agua: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- cte de equilibrio Kb

c) Neutralización ácido fuerte-base débil: La base débil origina un ácido conjugado que sí reaccionará con el agua originando una concentración de H3O+ que hará que la reacción tenga un pH <7. Mientras que el ácido al ser fuerte origina una base conjugada que no va a reaccionar con el agua.

Ej. HCl + NH3 → NH4Cl Esta sal en disolución estará disociada en iones cloruro e iones amonio. El Cl- no reacciona con el agua y el ion NH4+sí.

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

Ejercicios

1.- a) ¿Cuántos gramos de KOH se necesitan para preparar 250 ml de una disolución acuosa de pH=13? b) Calcula los ml de una disolución 0.2M de HCl que serán necesarios para neutralizar 50 ml de la disolución indicada en el apartado anterior. Masas atómicas: K 39, O 16, H 1.

2.- El vinagre es una disolución acuosa diluida de ácido acético. El contenido legal mínimo de ácido acético del vinagre es 4% en masa. Se valoró una muestra de 5 mL de un vinagre con 38 mL de NaOH(ac) 0,1M. ¿Se sobrepasa en esta muestra el límite mínimo? (El vinagre tiene una densidad aprox. de 1,01 g/mL)

5.-HIDRÓLISIS

Cuando se disuelve una sal en agua, esta se disocia en sus iones. Decimos que se produce una reacción de hidrólisis si estos iones reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos o bases conjugadas .Este hecho puede hacer variar el pH, inicialmente neutro, de la disolución. Según el tipo de sal que se va a disolver y por tanto según el tipo de iones que se forman tendremos varios tipos de hidrólisis:

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