INTRODUCCIÓN En esta unidad didáctica vas a aprender a diferenciar entre las distintas sustancias, tres grandes grupos: o o o Ácidos. Bases. Sales Estos tres tipos de sustancias son muy comunes en la vida cotidiana de cualquier persona, de ahí la importancia de conocerlas bien, saber como contrarrestar sus efectos y hacer un buen uso de ellas. Como ejemplo de ácido podemos nombrar el "vinagre", que es el ácido acético, como ejemplo de base podemos nombrar el "amoniaco", el producto de limpieza del hogar cuyo nombre químico es amoniaco y como ejemplo de sal tenemos la "sal común" que se usa de manera cotidiana en la cocina, que es el cloruro sódico. Todas estas sustancias tienen una gran importancia, ya que podemos, haciendo un mal uso de ellas llegar a quemarnos o causarnos algunas enfermedades. Para evitar dichos problemas has de saber qué fortaleza tiene cada sustancia y como se puede neutralizar, cosa que aprenderás en esta lección. Esta unidad didáctica va enfocada a alumnos de 1º de Bachiller y a cualquier persona que esté interesada en conocer , a nivel químico, un poco mejor , las sustancias que maneja en su vida diaria. OBJETIVOS FORMATIVOS Los objetivos de esta unidad didáctica son los siguientes: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Que aprendas el concepto de ácido y que reconozcas sustancias ácidas. Que aprendas el concepto de base y que reconozcas sustancias básicas. Que aprendas el concepto de sal y que reconozcas qué sustancias son sales. Que aprendas el concepto de pH y saber hacer uso de él. Que aprendas el concepto de indicador y para qué sirve. Que aprendas el concepto de hidrólisis y su importancia en la vida real. Que aprendas el concepto de valoración ácido-base y su importancia en la vida rea A las disoluciones acuosas de ácidos y bases se les puede aplicar las relaciones habituales de los equilibrios químicos. Hay que señalar que en todas estas reacciones un ácido produce una base conjugada y una base produce un ácido conjugado. mayor es el valor de la constante. Ej) HCl + H2O « Cl + H3O + Base. TEORÍAS DE ARRHENIUS Y DE BRÖNSTED Y LOWRY DE ÁCIDOS Y BASES. + - Kb = [B ] ´ [OH ] / [BOH] + - Hemos dicho que los ácidos y las bases pueden ser más o menos fuertes. Ka = [A ] [H ] / [HA] 2. La fortaleza de ellos.COOH + H2O « CH3COO + H3O a b b a 1 2 1 2 + Si ponemos el acetato en disolución acuosa: . al ser tan pequeño. Ej) NH3 + H2O « NH4 +OH + - El ión hidrógeno.Es una sustancia que se disocia.Es una sustancia que se disocia. o Según Arrhenius: Ácido.. Tomemos el ejemplo del ácido acético: CH3 .Es una sustancia capaz de ceder un protón ( a una base ). Podemos observar que cuanto mayor sea la concentración de iones hidrógeno libres.. en disolución acuosa se encuentra hidratado. Para la disociación de una base cualquiera BOH: BOH « B + OH .´ + HA « A + H .. por tanto.DESARROLLO DE LOS CONTENIDOS 1. Ej) NaOH « Na + OH LiOH « Li + OH + + - - o Según Brönsted y Lowry: Ácido. Lo mismo podemos decir del caso de las bases. Ej) HCl « Cl + H + + HNO3 « NO3 + H - Base. H + H2O « H3O + + Los ácidos y las bases pueden ser más o menos fuertes y las reacciones suelen ser rápidas en alcanzar el equilibrio. 1.. un ácido será tanto más fuerte cuanto mayor sea el valor de la constante de acidez. vendrá dada por las constantes de equilibrio.Es una sustancia capaz de aceptar un protón ( de un ácido ). Para la disociación de un ácido cualquiera HA: + . produciendo iones hidroxilo OH . produciendo iones hidrógeno H . dando el ión hidronio. Estas sustancias se denominan anfolitos o anfóteros. Como consecuencia está parcialmente ionizada. Es un electrolito débil.COO + H2O « CH3 . pudiendo actuar como ácido y como base. El equilibrio de autoionización es: H2O « H + OH Kw = [H ] ´ [OH ] En este equilibrio las concentraciones de los iones H y OH son muy pequeñas. Ejemplos de bases: NaOH « Na + OH .COOH + OH Podemos observar cómo el acético se comporta como ácido y el acetato como base. [H ] = [OH ] = 10 mol/l. Ej) Al(OH)3 « Al + 3 OH 3+ + - - - Aquí el hidróxido de aluminio actúa como base débil. Ca(OH)2 « Ca + 2 OH . 2+ + + +. por tanto. Ej) Al(OH)3 « AlO2 + H3O + Aquí el hidróxido de aluminio actúa como ácido débil. Estos pares ácido . Ejemplos de ácidos: HClO4 + H2O « ClO4 + H3O HCN + H2O « CN + H3O .base se denominan pares conjugados: NH3 + H2O « NH4 + OH b a a b 1 2 1 2 Además hay sustancias que al disolverse en agua presentan a la vez el carácter de ácidos débiles o de bases débiles. En agua pura + + -7 [H ] > [OH ] y. + + + - Ka = Ka = 4’9 ´ 10 -10 Kb = ¯ ¯ Kb = ¯ ¯ .CH3 . dependiendo del resultado de la acidez o basicidad del medio en que se encuentren. -14 2 2 El valor de la constante de hidrólisis a 25ºC es 10 mol /l . Frente a bases fuertes obtenemos lo siguiente: Al(OH)3 + NaOH « NaAlO2 + 2 H2O Frente a ácidos fuertes obtenemos lo siguiente: Al(OH)3 + 3HCl « AlCl3 + 3 H2O El agua tiene carácter anfótero. que el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye + [H3O ]. + -14 0 La concentración de iones H3O en mol/l suelen variar entre los límites 10 y 10 . ácida o básica que hemos visto es evidente que a 25ºC: Disolución neutra: pH = 7 Disolución ácida: pH < 7 Disolución básica. en 1909 introdujo el concepto de pH. cambiado de signo de la concentración de + iones H3O . o sea la acidez. Para expresar estas concentraciones mediante números sencillos Sörensen.2. CONCEPTO DE pH. pH > 7 . Esto puede verse claramente en la tabla: DISOLUCIÓN pH 14 13 Básica 12 11 10 9 8 Neutra 7 6 5 4 Ácida 3 2 1 0 [H3O ] 10 10 10 10 10 -14 + + [OH ] 10 = 1 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 -1 0 - -13 -12 -2 -11 -3 -10 -4 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 -9 -5 -8 -7 -6 -6 -7 -8 -5 -9 -4 -10 -3 -11 -2 -12 -1 -13 -0 -14 De la definición de disolución neutra. es decir. pH se define como el logaritmo decimal. pH = -log[H3O ] Debido al signo negativo la escala de pH va en sentido contrario al de la concentración + de H3O . 9 7.0 6.o De la misma forma que el pH.4 2. que son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos complejos. Ej) Indicador del tipo ácido débil: .5 6. cambiado de signo.Indicadores - El valor del pH de una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos . se deduce que a 25ºC se cumple: pH + pOH = 14 - DISOLUCIÓN Disolución de HCl 1M Jugo gástrico Zumo de limón Zumo de naranja Vinagre Vino Zumo de tomate Café Orina Agua de lluvia Leche Agua pura a 25ºC Sangre Agua de mar Agua jabonosa Amoniaco doméstico Disolución de NaOH 1M pH 0.4 8.1 5.0 6. lo que se hace con unos aparatos especiales llamados pehachímetros.0 1. Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido que se base conjugada. pOH = -log [OH ] Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H2O.0 14.5 9.1 2.5 4. de la concentración de iones OH .0 12. cuyo valor cambia con el pH del medio en que se encuentre. En la mayoría de los casos prácticos tanto industriales como biológicos.0 3.8 3.0 7.0 . Solo en los casos sencillos de disoluciones preparados puede calcularse el pH. De una manera aproximada puede conocerse el pH de una disolución utilizando los indicadores. por la que su conocimiento es muy importante. es necesario medir el pH. se define también el pOH como el logaritmo decimal. el cambio de color no se produce a un pH fijo. que los iones Na y Cl son muy estables en disolución acuosa y no sufren hidrólisis. + + Tampoco reacciona con el agua el catión Na . + + - - c. al menos. por lo que no reacciona con esta. sino en un intervalo de pH de unas dos unidades. etc. HIDRÓLISIS El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que. NH4NO3. mucho más débil que el H 2O. pueden presentarse 4 casos distintos: a. NH4CO3 + - . HCH3COO + NH3 « NH4 + CH3COO Ej) NH4CH3COO. Para que se aprecie bien el cambio de color. El anión Cl es una base débil conjugada de un ácido muy fuerte HCl. In debe ser bastante deferente. etc. si la reacción está desplazada hacia la izquierda se ve el color 1. NaNO3. Sal de ácido débil y base fuerte. Sal de ácido fuerte y base fuerte.InH + H2O « In + H3O Color 1 Color2 - + En el equilibrio el color que se ve es el color mezcla de 1 y 2. luego. las concentraciones de la forma ácida HIn y de la básica. etc. + HCH3COO + NaOH « Na CH3COO Ej) NaCH3COO. Sal de ácido débil y base débil. Cl + H2O ® No reacciona b.+ HCl + NaOH « NaCl + H2O Ej) NaCl. d. uno de los iones de la sal reacciona con el agua y se produce la hidrólisis. Desde el punto de vista cualitativo. KCN. Na + H2O ® No reacciona. Na2CO3. 3. Al disolver NaCl en H2O se disocian completamente los iones Na y Cl . Otro tipo de indicadores son los de papel. Sal de ácido fuerte y base débil. si la reacción está desplazada hacia la derecha se ve el color 2. + HCl + NH3 « NH4 Cl Ej) NH4Cl. Es decir. KI. 1M de NaOH. el pH varía mucho y si añadimos un gran exceso casi no varía. Valoramos 50 cm de una disolución 0.BASE. al ir añadiendo disolución de NaOH se va neutralizando el HCl. La concentración inicial de iones H3O es 0. La curva que se obtiene es al contrario en este caso. .base tienen su fundamento en el cambio brusco de la + concentración de iones H3O . VALORACIONES ÁCIDO . consiste en medir el volumen de otra disolución de concentración conocida de una base (o de ácido) que se necesita para su neutralización. En el punto de equivalencia el pH=7.base. que se produce en el punto final de la reacción de neutralización o punto de equivalencia. Este procedimiento se llama valoración ácido . o sea. Ej) Valoramos HCl con NaOH. Añadimos un indicador a la disolución a valorar para detectar el punto de equivalencia.1M de HCl con otra disolución 0. En cuanto se añade un exceso pequeño. pero el pH varía muy poco.1M (ácido fuerte disociación total) su pH =1. Un método muy sencillo para determinar la concentración desconocida de un ácido (o base) en una disolución. + 3 Ej) Valoramos NaOH con HCl. Las valoraciones ácido .4. obtenemos la neutralización. ¿Cuál será la concentración de HA. sabiendo que la kb=1.8´ 10 -5 -2 -5 RESULTADOS 1º) AH + H2O « A + H3O 0. 8º) Calcular el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a.0. b. y OH . X1 = 0.2M. 9º) Calcular el pH de una disolución 0.1´ 10 = 0 -4 X = ( -5´ 10 + -4 + .5´ 10 -4 -4 ´ -4 2 + + X= X .010 (Solución no válida) [H3O ] = [A ] = 0. 7º) Calcular el pH de una disolución de ácido H3PO4 1´ 10 .025M de KOH.X) 1´ 10 . y H ? 2º) En una disolución de amoniaco titulada 0. + -5 NH4 .8´ 10 .0.2 0 0 0.1805 2º) NH3 + H2O « NH4 + OH 0. X2 = -0.2 0 0 0.1M de ácido acético. 2 X + 5´ 10 2 -4 ´ X .8´ 10 .2-X X X ka= [A ] ´ [H ] / [AH] 5´ 10 = X / (0.2M.PROBLEMAS 1º) Una disolución de un ácido monoprótico del tipo HA titulado 0. 0.2 .0195 = 0.055M de HNO3. Dato ka=1. tiene una -4 + constante de disociación k=5´ 10 .019 .2-X X X + - . 5º) Calcular la concentración del HCl. 0.2M deducir las concentraciones de NH3. si para valorar 50ml hemos necesitado 35ml de una disolución de KOH 0.0195 [AH] = 0.02 - ) / 2. sabiendo que kb= 1.2M? 4º) Calcular el pH de una disolución acuosa 0.2 .2M de H2SO4. A .1M de NH3. 3º) ¿Cuál será el pH de una disolución de ácido nítrico 0. 6º) Calcular el pH de una disolución 0. 1-X X X + + + + -3 -5 ka= [CH3COO ]´ [H3O ] / [CH3COOH] ka = X ´ X / ( 0.8´ 10 = X / ( 0.8´ 10 mol/l [NH3]= 0.14 N = [HCl] 6º) H2SO4 « 2 H + SO4 2X + + 2- pH = -log [H3O ] = -log ( 2 ´ 0.8´ 10 2 -6 -5 ´ -5 2 - - 2 X=X 2 X + 1.1 .9 = pH 5º) N´ V = N V ’´ ’ N= 0. X1=0.0019 ( Solución no válida) [OH ] = [NH4 ]= 1.2 .5 = pH + -2 8º) a.0.4 = pH 7º) 3 H2O + H3PO4 « 3 H3O + PO4 3X + 3- pH = -log [H3O ] = -log ( 3 ´ 1´ 10 ) = 1.X ) 1.7 = pH 4º) CH3COOH + H2O « CH3COO + H3O 0.6´ 10 .6´ 10 -6 = 0 X= ( -1.8´ 10 +. HNO3 + H2O « NO3 + H3O + + [HNO3 = [H3O ] = 0.2) = 0.0038 ) / 2 .3.8´ 10 = X / 0.2M pH = -log [H3O ] = -log(0.2 ) = 0.X ) = 1.34´ 10 ) = 2.1 . Se trata de un ácido fuerte.055M . X2=-0.8´ 10 5´ X .1.kb = [NH4 ] ´ [OH ] / [NH3] = X / ( 0. por lo que se supone completa la disociación. HNO3. 1.0018. X= [H3O ] = 1.2´ 35 / 50 = 0.34´ 10 + -3 -5 2 + -3 -5 - + pH = -log [H3O ] = -log ( 1.X ) 3.2 .8´ 10 .1982 mol/l 3º) HNO3 + H2O « NO3 + H3O [HNO3] = [H3O ] = 0. 025 = 4.pH = .log [H3O ] = -log ( 5.1 -X ) = X / 0.1 = 1.1-X X X + - kb = [NH4 ]´ [OH ] / [NH3] = X´ X / (0.htm#introducción - -3 .13 = pH pOH 0 -log [OH ] = -log (1. + KOH + H2O « K + H2O + OH [KOH] = [OH ] = 0.46´ 10 Otra forma de hacerlo: ) = 11.46´ 10 M -12 -3 -12 pH = -log [H3O ] = -log ( 7.34´ 10 ) = 2.34´ 10 M [H3O ] = kw / [OH ] = 10 + -14 - -3 / 1.025 [H3O ] ´ [OH ] = kw [H3O ] = kw / [OH ] = 1.1.ugr.13 = pH http://www.es/~sevimeco/documentos/edu_multimedia/acido_base/unidad_didac tica.8´ 10 + - 2 -5 X = [OH ] = 1.60 pH = 14 -pOH = 14 .5 ´ 10 ) = 1.34´ 10 = 7. Se trata de una base fuerte KOH.0 ´ 10 -13 -13 pH = -log [H3O ] = -log ( 4.87 pH = 14 -pOH = 14 .0´ 10 + + -14 + - + -2 / 0.60 = 12. por lo que la disociación se supone completa.87 = 11.40 = pH - -2 9º) NH3 + H2O « NH4 + OH 0.26 = pH b.40 = pH pOH = -log [OH ] = -log ( 2.0´ 10 Otra forma de hacerlo: ) = 12.2.5´ 10 ) = 1.