Acido-base

REACCIONES ÁCIDO BASE

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4

CLASIFICACIÓN DE REACCIONES ÁCIDO-BASE.-

Las reacciones ácido base se pueden clasificar en cuatro categorías:

Reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte.

Ejemplo: HBr (ac) + KOH (ac) ---------KBr (ac) + H2O(l)

Como tanto el ácido y la base son electrolitos fuertes, están completamente ionizados en solución, por lo tanto la ecuación iónica es:

Br-(ac) + K+(ac) + OH-+ H+-----------Br-(ac) + K+(ac) + H2O(l)

Reacción entre un ácido fuerte y una base débil

Ejemplo: HCl (ac) + NH3 (ac) ---------NH4Cl (ac)

En esta reacción, el ácido está totalmente ionizado pero el amoníaco es un electrolito débil por lo tanto la ecuación iónica es:

Cl-(ac) + NH3(ac) + OH-(ac) + H+ (ac) --------NH4+ (ac) + Cl-(ac) + H2O(l)

REACCIÓN ENTRE UN ÁCIDO DÉBIL Y UNA BASE FUERTE.

Ejemplo: HF (ac) + KOH (ac) ---------KF (ac) + H2O (l) En este ejemplo, el HF es un electrolito débil y por lo tanto no está totalmente ionizado y como la base es fuerte, la ecuación iónica es:

FH (ac) + K+ (ac) + OH-F-(ac) + K+(ac) + H2O(l)

Reacción entre un ácido débil y una base débil.

Ejemplo: FH(ac) NH3(ac)---------NH4F(ac)

Dado que el ácido y la base son electrolitos débiles su ionización es incompleta, la ecuación se representa por ejemplo:

FH (ac) + NH 3(ac) ---------NH4+ (ac) + F-(ac) + H2O(l

EFECTOS DEL ION COMÚN.-

El efecto del ion común tiende a suprimir la ionización de un ácido débil o una base débil. Esta acción puede explicarse mediante el Principio de Le Chátelier que dice:

La adición de los productos de la reacción a un sistema en equilibrio dará lugar a que el equilibrio cambie en la dirección de los reaccionantes. Por lo tanto, la adición de un ácido fuerte a una solución de un ácido débil impide la ionización de este último, por que el ion H+ es un producto de disociación común a ambos ácidos.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.-

Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que solamente un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida.

Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

SOLUCIÓN ÁCIDO-BASE:

. ÁCIDO FUERTE-BASE DÉBIL: Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil (NH3), el pH se mantiene muy bajo mientras aún existe ácido libre y después de alcanzar la neutralidad, el ligero exceso de NH3 eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos. En este caso, en el punto de equivalencia (igual número de equivalentes de ácido y de base) el pH < 7.

. BASE FUERTE-ÁCIDO DÉBIL: Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre. En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7. En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]= [A-] y el pH = pKa.

.ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL: Al valorar un ácido débil (acético) con una base débil (NH3), no se producen variaciones bruscas en el pH. Habrá dos regiones con capacidad amortiguadora definidas por los pK del ácido débil y de la base débil, respectivamente.

ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE

Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.

Tomemos por ejemplo una disolución 0,1N de HCl. La [H+] es 10-1 M, y el pH=1. Si se añade 0,1N NaOH, los OH- consumen los H+ para originar agua. Cuando se han neutralizado 9/10 partes del ácido, [H+]=10-2 M y pH=2. Si se han neutralizado 999/1000 partes del ácido, [H+]=10-4 M y el pH=4. Basta entonces añadir 2/1000 partes de NaOH para neutralizar todo el ácido y originar un exceso de iones OH-, que estarán a una concentración 10-4 M, y un pH=10 (Ver tabla inferior)

INDICADORES ÁCIDO-BASE.-

Podemos definir a un indicador ácido-base como, una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida. Los indicadores presentan un comportamiento muy sencillo de comprender. Para realizar los ejemplos, supongamos a un indicador que está constituido

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