EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE

EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE 1- ÁCIDOS E BASES. DEFINICIÓN SEGUNDO AS TEORÍAS DE ARRHENIUS E BRÖNSTED-LOWRY. Arrhenius.- Ácido. substancia que en disolución acuosa disóciase producindo ións H. ( auga) AH H (aq.) A - (aq.) HCl v H Cl - HCl H 2 0 v H 3 0 Cl - ( H 3 0 = ión hidronio) Base. Substancia que se disocia en disolución acuosa producindo ións OH - ( auga) BOH B (aq.) OH - (aq.) ( OH - = ión hidroxilo) NaOH v Na (ac.) OH - (ac.) Neutralización. Reacción entre os ións H, procedentes dun ácido, e os ións OH -, procedentes dunha base, para dar auga. H (aq.) OH - (aq.) v H 2 O HCl NaOH v NaCl H 2 O Como é que o NH 3 e o Na 2 CO 3 poden actuar como bases se non presentan ións OH -? Brönsted-Lowry. Ácido.- Substancia capaz de ceder protóns ( a unha base ). Base. - Substancia capaz de aceptar protóns ( procedentes dun ácido ). As reaccións ácido-base son reaccións de transferencia de protóns dende un ácido que os cede ata unha base que os acepta. Reversibilidade na transferencia de protóns. HA B W BH A - ácido(1) base(2) ácido(2) base(1) Á parella (1) HA/A - chámaselle par ácido-base conxugado. Igualmente ocorre coa parella (2) BH /B. O equilibrio anterior estará máis ou menos desprazado nun ou noutro sentido segundo que ácidos ou bases se enfronten, segundo que tendencia teñan a ceder ou aceptar protóns (H ). Esto trae como consecuencia que o concepto de ácido e o concepto de base así como a súa forza relativa dependan de a que substancias se enfronten. 1) HCl H 2 0 W H 3 O Cl - 2) HCH 3 COO H 2 0 W H 3 O CH 3 COO - 3) NH 4 H 2 0 W H 3 O NH 3 4) HSO - 4 H 2 0 W H 3 O SO 2-4 5) H 2 O CN - W HCN OH - 6) H 2 O NH 3 W NH 4 OH - 7) H 2 O CO 2-3 W HCO - 3 OH - O equilibrio 1) está máis desprazado á dereita que o 2), é dicir, o HCl é un ácido máis forte que o HAc ( ácido acético=ch 3 COOH). As substancias que poden comportarse como ácidos ou como bases chámanse anfipróticas ou anfóteras. Pode apreciarse ese comportamento coa auga. ( Compárense os casos 1,2,3,4 cos 5,6,7 ). Obsérvese tamén o caso: H 2 O H 2 O W H 3 O OH - HA BOH W H 2 O BA Y HA OH - W H 2 O A -. Na base BOH o ión OH - é a verdadeira base xa que é quen acepta o protón (H ) procedente do ácido. 1

2- PRODUTO IÓNICO DA AUGA. ph, poh, pk. H 2 O H 2 O W H 3 O OH - ( H 2 O W H OH - ) K w W [H 3 O ] A [ OH - ] K w W [H ] A [ OH - ] Á temperatura de 25ºC K w = 1A10-14 Na auga pura [H ] = [ OH - ] = 10-7 M. ph = - lg [H ] (= -lg [H 3 O ] ) [H ] = 10 -ph poh = - lg [OH - ] pk = - lg K [OH - ] = 10 -poh K = 10 -pk Como consecuencia do anterior temos que para a auga pura ph=7 e que pk w = 14 Así mesmo cúmprese que: ph poh = 14 Cando disolvemos un ácido en auga pura a concentración de H nesta, que inicialmente era 10-7 M (ph=7), aumenta como consecuencia da disociación do ácido e faise maior de 10-7 M (ph<7). Se o que disolvemos en auga pura é unha base ocorre o contrario, aumenta a concentración de OH -, polo que diminúe a concentración de H e como consecuencia o ph faise maior de 7. Disolución ácida : [H ] > 10-7 M ; ph<7 ; [ OH - ] < 10-7 M ; poh >7 Disolución neutra: [H ] =10-7 M ; ph=7 ; [ OH - ] = 10-7 M ; poh =7 Disolución básica (alcalina) [H ]< 10-7 M ; ph>7 ; [ OH - ] > 10-7 M ; poh <7 1- Calcula o ph dunha disolución 0,1 M de ácido clorhídrico. Cal é o seu poh? 2- Calcula o ph dunha disolución 0,01 M de hidróxido de sodio. 3- Cal é o valor de pk w? 4- Calcula a concentración dos ións H e OH - dunha disolución de ph=6. 3- FORZA DE ÁCIDOS E BASES FRONTE Á AUGA. K a, K b. Un ácido é tanto máis forte canto maior é a súa tendencia a ceder ións H. (Canto máis forte é un ácido máis débil é a súa base conxugada, e viceversa). Unha base é tanto máis forte canto maior é a súa tendencia a aceptar protóns ( a ceder ións OH - ). Esa tendencia a ceder ou aceptar protóns depende da substancia a que se enfronten eses ácidos ou esas bases. Como referencia emprégase, normalmente, a auga. Cando o HCl actúa como ácido fronte á auga o equilibrio está desprazado de xeito practicamente total cara a dereita, o HCl disóciase case na totalidade, dicimos que o HCl é un ácido forte. HCl H 2 O 6 H 3 O Cl - En xeral, para un ácido HA: HA H 2 O W H 3 O A - Canto maior é a concentración da forma disociada do ácido, A -, e menor sexa a concentración do ácido sen disociar, HA, maior será a fortaleza do ácido e maior será K a. 2

Cando unha base se disocia en gran medida dicimos que é unha base forte. Para unha base B: B H 2 O W BH OH - Canto maior é K b maior é a fortaleza da base. 1- Demostrade que K a AK b =K w. 2- Calcula o ph dunha disolución de HA (constante de acidez K a ), de concentración inicial de HA, c 0. (1- α = 1) S- ph= ½(pK-lg c 0 ) 3- Calcula o ph dunha disolución 3,5A10-2 M de ácido acético. K a = 1,8A10-5 4- PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DAS DISOLUCIÓNS DE SALES. HIDRÓLISE. HA BOH W BA H 2 O ácido base sal auga Por ser reversible o proceso anterior, podemos poñer: BA H 2 O W HA BOH sal auga ácido base Este proceso coñécese como hidrólise e a constante de equilibrio correspondente o mesmo constante de hidrólise quedando definida do seguinte xeito: a) Sal de ácido forte e base forte: NaCl, Na 2 SO 4 ; KNO 3 Dado que o HCl, H 2 SO 4, HNO 3, NaOH e KOH, son ácidos e bases fortes, os seus conxugados son débiles polo que non disocian ás moléculas de auga, e dan lugar a unha disolución neutra. ( Na disolución teremos o Cl - e non HCl, así mesmo teremos Na e non NaOH) b) Sal de ácido débil e base forte: NaCH 3 COO, K 2 CO 3, KCN, Na 2 S O HAc, H 2 CO 3, HCN e o H 2 S son ácidos débiles polo que a súa base conxugada é forte. Vexamos o que ocorre cando disolvemos acetato de sodio en auga: 1) NaCH 3 COO º Na CH 3 COO - 2) H 2 O º OH - H 3) NaCH 3 COO H 2 O º Na OH - HCH 3 COO Respecto as ecuacións 1) e 2) podemos dicir que algúns ións H uniránse a ións CH 3 COO -- para dar HCH 3 COO, xa que o ser este un ácido débil hai unha tendencia o predominio da forma sen disociar. Todos os ións OH - estarán presentes na disolución, xa que o NaOH é unha base forte, que estará disociada. Como consecuencia do anterior a [OH - ] será maior que a [H ] e a disolución resultante será alcalina, ph>7, o que se simboliza na ecuación 3) En síntese: Ac - H 2O º HAc OH - O ión Ac -, base conxugada forte, acepta H da auga. Para unha sal xenérica BA : B A - H 2 O º B OH - HA A - H 2O º HA OH - 1- Temos unha disolución de acetato de sodio 0,2 M. Calcula K h, [OH - ], [H ] e ph. 3

c) Sal de ácido forte e base débil: O NH 4 Cl é unha sal formada polo NH 4 OH, base débil, que tende a permanecer na forma asociada, e polo HCl, ácido forte, que tende a permanecer na súa forma disociada. 1) NH 4 Cl º NH 4 Cl - 2) H 2 O º OH - H 3) NH 4 Cl H 2 O º NH 4 OH H Cl - (Arrhenius) Ó disolver a sal algúns ións NH 4 uniránse a ións OH - para dar NH 4 OH, xa que o ser esta unha base débil presente tendencia á forma non disociada. Todos os ións H estarán presentes na disolución, xa que o HCl é un ácido forte, que estará disociado. Como consecuencia do anterior a [H ] será maior que a [OH - ] e a disolución resultante será ácido, ph<7. En síntese: Ó disolver en auga NH 4 Cl, este disóciase dando o ión NH 4 e o ión Cl -. O ión NH 4, ácido conxugado forte do NH 3, cede un H á auga e a disolución resultante será ácida. NH 4 H 2O º H 3 O NH 3 Para unha sal xenérica BA: B A - H 2 O º BOH H A - B H 2 O º BOH H 1- Temos unha disolución de cloruro de amonio 0,4 M. Calcula K h, [H ], [OH - ], e ph. d) Sal de ácido débil e base débil: B A - H 2 O W HA BOH B A - H 2 O W HA BOH NH 4 Ac H 2 O W HAc NH 4 OH NH 4 H 2 O W NH 4 OH H Ac - H 2 O W HAc OH - A disolución resultante será ácida, básica ou neutra segundo a fortaleza relativa do ácido e da base relacionados coa sal. 5- REACCIÓNS ENTRE ÁCIDOS E BASES. Ácido Base W Sal Auga HA BOH W BA H 2 O As reaccións entre ácidos e bases reciben o nome xenérico de neutralizacións. Cando utilizamos o mesmo número de moles de H, procedentes do ácido, que de OH -, procedentes da base, dicimos que acadamos o punto de equivalencia. Se o ácido e a base son fortes o punto de equivalencia coincide co punto de neutralización. Se o ácido ou a base son débiles o punto de equivalencia non coincide co punto de neutralización, é dicir un mol do ácido HA ó reaccionar con un mol da base BOH non dan lugar a unha disolución neutra, ilo é debido a que a sal resultante vese involucrada nun proceso de hidrólise polo que a disolución resultante será ácida ou básica segundo que a base sexa débil ou que o ácido sexa débil. 1- Facemos reaccionar 250 ml de disolución 0,2 M de NaOH con 500 ml de disolución 0,1 M de ácido clorhídrico. Indica o carácter da disolución resultante. S- ph=7 2- Facemos reaccionar 300 ml de disolución 0,1 M de NaOH con 100 ml de disolución 0,2 M de ácido clorhídrico. Indica o carácter da disolución resultante. S- ph=12,4 3- Facemos reaccionar 20 ml de disolución 0,1 M de NaOH con 10 ml de disolución 0,2 M de ácido acético. Indica o carácter da disolución resultante. S- ph=8,8 4

6- CONSIDERACIÓNS CUALITATIVAS ACERCA DAS DISOLUCIÓNS REGULADORAS. Chámase disolución reguladora, amortiguadora ou tampón aquela que tende a manter constante o ph. Está formada por un ácido débil e unha das súas sales ou por unha base débil e unha das súas sales. Un exemplo de disolución tampón sería a formada por ácido acético e acetato de sodio. HCH 3 COO W H CH 3 COO - NaCH 3 COO 6 Na CH 3 COO - Se sobre unha disolución reguladora vertemos un ácido, os H procedentes do mesmo combínanse co Ac - dando HAc (ácido débil con tendencia a permanecer sen disociar), polo que o ph case non varía. Dicimos entonces que a sal, fonte de ións Ac -, constitúe a reserva alcalina da disolución. Se se engade unha base, os OH - combínanse cos H, procedentes do HAc, dando H 2 O e Ac -, polo que o ph case non varía. O HAc constitúe a reserva ácida da disolución. 1- Calcula o ph dunha disolución 0,1 M en HAc e 0,1 M en NaAc. S- 4,8 7- VALORACIÓNS ÁCIDO-BASE : VALORACIÓN DUN ÁCIDO FORTE CUNHA BASE FORTE ; FUNCIÓN DO INDICADOR. A valoración é un método que permite determinar a concentración dun ácido a partir dunha base de concentración coñecida ou viceversa. Para ilo mídese o volume dun deles, de concentración coñecida, necesario para neutralizar un volume dado do que non coñecemos a concentración. Ácido Base 6 Sal Auga HA BOH 6 BA H 2 O Se o ácido e a base son fortes o punto de equivalencia coincide co de neutralización. Nesas condicións: n(h ) = n(oh - ) ; para un ácido HA e unha base BOH : n(ha) = n(boh) ; n = []AV ; (onde n=nº mol) [ácido]av ácido = [base]av base Caso xeral: H a A B(OH) b 6 Sal Auga (ecuación sen axustar) n(h ) = n(oh - ) ; n(h )=aan(h x A) ; n(oh - )=ban(b(oh) y ) aan(h x A) = ban(b(oh) y ) ; n = []AV a H A[Ácido]AV ácido = b OH A[Base]AV base Onde a H =núm. de H que libera o ácido e b OH = núm. de OH - que libera a base. aac a AV a = bac b AV b 1- Para neutralizar 200 ml de disolución de NaOH utilizáronse 45 ml de disolución 0,4 M de H 2 SO 4. Cal era a concentración da disolución de NaOH? Para realizar a valoración (dun ácido, p. e.) introducimos un volume coñecido da disolución a valorar no Erlenmeyer, xunto cunhas pingas de indicador. Cargamos a bureta coa disolución valorante de concentración coñecida (unha base), e anotamos o volume que marca a escala da bureta. Abrindo a chave da bureta descargamos lentamente a disolución valorante (a base) sobre a disolución a valorar (o ácido). Cando se produce un cambio de color no indicador pechamos a saída de líquido coa chave e anotamos o volume que marca a bureta. A diferencia entre o volume final e o volume inicial danos o volume de disolución valorante gastada na valoración e procedemos a realizar os cálculos que nos permitirán coñecer a concentración da disolución a valorar. En vez de utilizar un indicador para coñecer o punto de neutralización podemos utilizar un phmetro que nos mida o ph no Erlenmeyer a medida que se engade a disolución valorante. O volume de disolución valorante engadido cando se chega ó ph = 7 permitiranos calcular a concentración da disolución a valorar. (Tamén podemos facer unha representación gráfica do ph no matraz fronte o volume de disolución valorante. Para o caso anterior tería a forma representada na figura) 5

Un indicador é unha substancia orgánica, ácido ou base débil, que cambia de color ó pasar da forma non disociada á disociada ou viceversa. A variación de color ocorre a un ph (intervalo de ph) característico. ( OH ) HInd Ind H ( H ) Por exemplo, co roxo de metilo temos: ( OH ) HR R H ( H ) (Re ed) ( Amarelo) Unha disolución de roxo de metileno cambia de color a ph=4. Para ph<4 presenta color roxo, para ph>4 presenta color amarelo. Os indicadores úsanse en pequenas cantidades para non interferir no ph xa que eles mesmos son ácidos ou bases. Indicadores A/B Color en medio ácido ph de viraxe Color en medio básico Roxe de metilo Roxo 4 Amarelo Fenolftaleína Incolora 8-10 Rosa Tornasol Roxo(rosado) 7 Azul As veces os indicadores preséntanse mesturados e impregnando unha tira de papel, chamada papel indicador ou indicador universal. Unha selección adecuada dos indicadores que forman a mestura permite asociar a color que adquire o papel cun determinado valor de ph por comparación cunha escala de colores. O xeito máis preciso de determinar o ph dunha disolución consiste no emprego dun aparato chamado ph-metro. Consiste este nun electrodo que se introduce na disolución e unha caixa na que se sitúan os dispositivos electrónicos que nos permiten visualizar o ph correspondente. Curva de valoración Montaxe para valoración PH-metro 6