UNIVERSIDADVASCONCELOS DE TABASCO Temas Ácidos y bases Materia Química I Maestro Ing. Itzel del Carmen López Cortés Equipo 05 Alamina Hernández Paul Alejandro Avalos Arias Sarai del Carmen Chan Campos Jesús Antonio Chan Campos Natividad del Carmen García Hernández Alondra Jiménez Magaña Jorge Luis Sosa Caraveo Yolidavey Valenzuela Palacios Ignacio Daniel Paraíso, Tabasco. Marzo de 2015. Química I Índice Introducción 3 Objetivos 4 Ácidos y bases 5 1. Antecedentes históricos 5 2. Definición y características de ácidos y bases 5 3. Teorías de ácidos y bases 6 3.1. Teoría de Arrhenius 6 3.2. Teoría de Brönsted-Lowry 7 3.3. Teoría de Lewis 8 4. Fuerza de los ácidos y bases 4.1. Electrolitos fuertes y débiles 9 9 4.2. Disociación e ionización 11 4.3. Constante de ionización (Ki) 11 4.4. Electrólitos y no electrólitos 14 5. pH de disoluciones 15 5.1. Concepto de pH y pOH 16 5.2. Escala y cálculo de pH 16 5.3. Indicadores de pH 18 6. Reacciones de neutralización 19 6.1. Valoración 19 6.2. Soluciones amortiguadoras, tampón, buffer o reguladoras 20 6.3. Hidrólisis de sales 21 Conclusión 22 Bibliografía 23 2 encontramos una gran variedad de productos útiles para el ser humano. los fertilizantes. si la respuesta es sí.Química I Introducción Los ácidos y las bases son un importante grupo de sustancias que se encuentran a nuestro alrededor y en nuestro propio organismo. Como puedes observar el conocimiento de las sustancias ácidas y básicas es de gran valor para la vida del hombre. entre otros. ¿alguna vez has sentido dolor en los músculos al realizar algún ejercicio?. 3 . se analizan las propiedades de los ácidos. también examinaremos a estas sustancias aplicando los principios del equilibrio químico y realizaremos cálculos para determinar su concentración en términos del pH y pOH de la disolución. En el presente trabajo. la causa de este dolor es la producción del ácido láctico que es uno de los productos de una serie de reacciones químicas en un proceso biológico llamado respiración. También se conocerán y realizaran los cálculos para determinar el volumen o la concentración de una solución desconocida a través de una reacción de neutralización. Ahora bien. Por ejemplo. muchos de los alimentos que consumimos y los medicamentos. las bases. tal es el caso de los limpiadores domésticos. sus características y la razón por la cual se clasifican en fuertes y débiles. Conocer los conceptos de ácidos y bases.Química I Objetivos 1. Calcular el pH y el pOH de disoluciones. 5. Conocer las diferentes teorías y sus aportaciones a los ácidos y bases. 2. Conocer y calcular como se determina el volumen o la concentración de una solución desconocida a través de una reacción de neutralización. 4. así como sus características. Establecer los factores que determinan la fuerza de los ácidos y las bases. 4 . 3. en atmósfera de oxígeno y posterior disolución en agua. Más tarde. considera que los ácidos son aquellas sustancias que contienen por lo menos un átomo de hidrógeno sustituible por un metal. Uebig. Son substancias de compuestos químicos que. Son corrosivos para la piel. lo que le condujo a decir que el oxígeno era el elemento causante de las propiedades ácidas. Disuelven grasas. 5 . desprendiendo CO2. Davy analizó el ácido clorhídrico. Disuelven sustancias. 2. en el año 1810. quien encontró que los ácidos se formaban al quemar no metales como el carbono. Reacciona con el mármol. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. aumentan la concentración de iones OH – y que presentan las siguientes características: Tienen sabor amargo. Bases. aumentan la concentración de iones H + ya que tiene la capacidad de cederlos a alguien que puede cogerlos y que presentan las siguientes características: Tienen sabor agrio. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Son substancias de compuestos químicos que. el fósforo. Posteriormente.Química I Ácidos y bases 1. Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua. demostrando que contenía solo cloro e hidrógeno y optó por señalar que el elemento causante de la acidez era el hidrógeno. Definición y características de ácidos y bases Ácidos. el denominado sabor acido. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Antecedentes históricos El primero que dio una posible explicación a la causa de que algunas sustancias tuvieran las propiedades características que permitían clasificarlas como ácidas o básicas fue Lavoisier. al disolverse en agua. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. fijándose seguramente en las características del ataque de los ácidos sobre los metales. Suave al tacto pero corrosivo con la piel. el azufre. Atacan a los metales desprendiendo H2. al disolverse en agua. acético Ácido sulfúrico Ácido sulfúrico y fosfórico Fertilizantes Limpiador para el drenaje y hornos Limpiador de ventanas Yeso Pepto bismol Hidróxido de sodio Amoníaco Hidróxido de calcio Hidróxido de magnesio 3. Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua. Algunos ácidos y bases de uso común son: Sustancia Agua carbonatada Solución para el lavado de los ojos Leche agria Frutas cítricas Vinagre Solución de la batería de los automóviles Ácido Ácido Ácido Ácido Ácido Acido /Base carbónico bórico láctico cítrico. Una de las primeras y más importantes es la Svante Arrhenius quien en 1884 postuló que: Ácido. Sustancia que en disolución acuosa produce iones (OH-).1. Sustancia que en disolución acuosa produce iones (H+). Teorías de ácidos y bases 3. la fórmula general es: HA(ac) H+(ac) + A-(ac) Ejemplos: Ácido clorhídrico HCl(ac) H+(ac) + Cl-(ac) Ácido nítrico HNO3(ac) H+(ac) + NO3-(ac) Ácido sulfúrico H2SO4(ac) H+(ac) + SO4-(ac) Para las bases su ecuación general es: 6 .Química I Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. Para los ácidos. Teoría de Arrhenius Se han propuesto varias teorías para definir un ácido y una base. Base. De acuerdo a esta teoría los iones y las moléculas sin carga pueden ser ácidos o bases. De lo anterior surge un concepto nuevo en esta teoría. Brönsted y Thomas Martin Lowry sugirieron otra forma de definir a los ácidos y las bases: Ácido. tal como se verá más adelante. Es por esto. Sustancia capaz de aceptar protones (H +). Sustancia capaz de donar protones (H +). HCl + H2O H3O+ + Cl- Par conjugado ácido Par conjugado ácido 7 . Base. aclarando que cualquier ácido o base de Arrhenius también será un ácido o base de Brönsted y Lowry. el H 2O acepta al protón formando el ión hidronio (H 3O+). que en 1923. se descubrió que disolventes diferentes al agua generaban disoluciones iónicas. Ejemplos: Hidróxido de sodio NaOH(ac) Na+(ac) + OH-(ac) Hidróxido de calcio Ca(OH)2(ac) Ca2+(ac) + OH-(ac) Hidróxido de amonio NH4OH(ac) NH4+(ac) + OH-(ac) Dependiendo del grado de ionización de un ácido o una base.Química I MOH(ac) M+(ac) + OH-(ac) donde M representa el metal que está formando al hidróxido. HCl + H2O H3O+ + ClPor ejemplo. en la reacción el ácido clorhídrico (HCl) es la sustancia que dona un protón al H2O y por lo tanto se considera la sustancia ácida. 3. estos se clasifican en fuertes o débiles. por lo tanto es la base. los ácidos y las bases conjugadas.2. Teoría de Brönsted-Lowry Posteriormente. los científicos Johannes N. Ácido. Otro concepto derivado de esta teoría es el de anfótero. El ejemplo más representativo es el agua. estudiando el comportamiento de los pares de electrones que podían transferirse en una reacción ácido-base. Sustancia que puede aceptar un par de electrones. Base. 8 . o viceversa se le llama pares conjugados ácido-base. el ión cloruro (Cl -) que se forma puede a su vez ser capaz de aceptar un protón. lo mismo sucede con el ión H 3O+. NH3 + base conjugada H2O ácido NH4+ + OHácido conjugado base En la reacción del H2O con el HCl. quien puede donar con facilidad un protón y por lo mismo es el ácido conjugado de la base (H 2O). actúa como ácido al donarle un protón. propuso a su vez una teoría aún más general. 3. Lewis. por lo cual se le considera la base conjugada del ácido clorhídrico. empleado para designar aquellas sustancias que pueden actuar como base o ácido dependiendo de la naturaleza de la sustancia con la que se combine. en cambio al combinarse con el amoniaco. Sustancia que puede donar un par de electrones. Gilbert N. químico americano. A la relación entre el ácido y su base conjugada. Por ejemplo: NH3 + amoníaco BF3 trifloruro de boro F3BNH3 trifloruro de amoníaco y boro Esta reacción se lleva a cabo de la siguiente manera.Química I ácido conjugada base ácido conjugado base Si observas. Teoría de Lewis En el mismo año que Brönsted y Lowry propusieron su teoría.3. el agua actúa como base al aceptar un protón del HCl. Química I El NH3 tiene un par de electrones no compartido y disponible para poder donar y por lo tanto. por lo tanto considera como ácidos a todas aquellas sustancias que no necesariamente tienen hidrógeno en su estructura.1. una base es cualquier sustancia. Fuerza de los ácidos y bases 4. Desde esta perspectiva. que posee cuando menos un par de electrones no compartido. pero que si aceptan pares de electrones. mientras que el trifluoruro de boro lo acepta y actúa como ácido. con carga o sin carga. formando entre ambos un enlace covalente coordinado dando origen al compuesto trifluoruro de amoníaco y boro. actúa como una base. amplía el concepto de la relación ácido-base a reacciones que no implican transferencia de protones (H +). pero que si pueden donar pares de electrones. que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones no compartido. esta definición incluye a los ácidos y bases de Arrhenius y de Brönsted-Lowry. y como bases a aquellas que no necesariamente tengan que aceptar protones. La definición de Lewis. también se le considera bases a todos los radicales negativos y ácidos a todos los radicales positivos. con carga o sin carga. y un ácido es cualquier sustancia. En conclusión. Electrolitos fuertes y débiles 9 . Se presentan algunos ejemplos de sustancias ácidas y básicas: Ácidos H+ NH4+ Ni+3 Na+ Ca+2 Al+3 NO2+ BF3 SO3 AlCl3 Bases OH-1 Cl-1 NO3-1 CO3-2 PO4-3 O-2 H 2O NH3 S-2 CN- 4. Por lo cual. Ejemplos: Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido nítrico HNO3 Ácido débil. por ser débil habrá poca disociación. constituyendo un proceso irreversible. Ácido fuerte. esto es válido para los ácidos y las bases fuertes. esto nos lleva a afirmar que los ácidos y las bases no tienen la misma fuerza para producir iones H+ y OH. Son sustancias químicas que se disocian totalmente al ser disueltas en agua (el porcentaje de ionización es 100%). La concentración o molaridad también influye en la conductividad eléctrica: a mayor concentración de soluto. Son sustancias químicas que se disocian en 100%. Son ácidos que se disocian parcialmente (ceden con dificultad su protón). Los términos “fuerte" y "débil" describen la capacidad de una solución ácida o básica para conducir la electricidad. entonces es débil. pueden ser buenos conductores eléctricos. debido a que la reacción de disociación transcurre en un solo sentido ( → ). Ejemplos: Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de sodio NaOH 10 . sin embargo. Ejemplos: Ácido carbónico H2CO3 Ácido acético CH3COOH Base fuerte.en las soluciones. Si el ácido o base conduce intensamente la electricidad. Un ácido o base débil altamente concentrada no mejorará su conductividad eléctrica significativamente puesto que. más iones estarán presentes en la disolución. en un proceso reversible que presenta un equilibrio iónico. si apenas conduce la electricidad. entonces es fuerte.Química I No todos los ácidos y bases se ionizan (disocian) con la misma intensidad. 2. La diferencia entre la disociación y la ionización tiene relación con la naturaleza química de las sustancias. su ionización se representa mediante la siguiente ecuación química. el ácido clorhídrico (HCl) es un compuesto que presenta un enlace covalente. en muchas ocasiones se emplean indistintamente para referirse a la formación de iones en disolución acuosa.Química I Base débil. sin embargo. NH3 – Cl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-(ac) 11 . Ejemplos: Hidróxido de amonio Hidróxido de hierro III NH4OH Fe(OH)3 4. Por ejemplo. Es el proceso que ocurre cuando los compuestos covalentes polares forman iones en disolución acuosa. Son bases que se disocian parcialmente (ceden con dificultad un protón). Durante el proceso de ionización se rompe un enlace covalente y se producen un catión y un anión. OH −¿ (ac) +¿+¿ ¿ NaO H ( s) en H 2 O(l) Na(ac) → Ionización. Disociación. Cuando este compuesto se disuelve en agua sus iones simplemente se separan e hidratan por las moléculas del agua. Es el proceso que ocurre cuando los compuestos iónicos en disolución acuosa se separan en sus iones. Disociación e ionización Los términos ionización y disociación. Un compuesto iónico esta formado por iones positivos (cationes) y negativos (aniones). Veamos el proceso de disociación del hidróxido de sodio. en un proceso reversible que presenta un equilibrio iónico. esto es incorrecto. Primero se escribe la ecuación iónica correspondiente. Al equilibrio establecido en la disociación y en la ionización de cualquier sustancia.3. la expresión matemática de su constante de ionización (Ka) es la siguiente. Constante de ionización (Ki) En el proceso de disociación y de ionización de ácidos o bases se establece un equilibrio dinámico entre las moléculas que se disocian y sus iones resultantes.Química I 4. Por tanto. pero estas unidades normalmente no se escriben en el resultado final de la constante de ionización. veamos el caso del ácido acético (ácido débil). Ejemplo: −¿ +¿+ B¿(ac) ¿ HB( ac ) ↔ H(ac) + ¿¿ H ¿ −¿ B¿ ¿ ¿ K i=¿ La constante de ionización señala el grado de ionización de una sustancia. Todas las concentraciones se expresan en moles por litro (moles/litro). Para los ácidos. los principios de equilibrio químico son válidos y particularmente aplicables a sistemas de ácidos y bases débiles. La constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por la concentración de la sustancia sin disociar. se le llama equilibrio iónico y su constante se conoce como constante de ionización (Ki). entre más grande sea el valor de esta constante. 12 . mayor será la fuerza del ácido o la base. en cualquier problema se entenderá que la temperatura a la cual se calcula la constante es de 25 °C y que el disolvente es el agua.Química I −¿ + ¿+CH 3 COO¿ CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O¿ Ahora su expresión matemática. −¿ ¿ +¿+OH NH 3 + H 2 O↔ NH ¿4 ahora su expresión matemática. a menos que el problema indique otros datos. Primero se escribe la ecuación iónica correspondiente. esto se debe a que la concentración se mantiene prácticamente constante. la expresión matemática de su constante de ionización (Kb) es la siguiente. Para las bases. 13 . veamos el caso del amoniaco (base débil). +¿ ¿ NH 4 ¿ −¿ ¿ OH ¿ ¿ K b=¿ Es importante señalar que la constante de ionización varía sensiblemente con la temperatura. +¿ ¿ H 3O ¿ −¿ ¿ CH 3 COO ¿ ¿ K a=¿ Observa que la concentración del agua no se escribe en la expresión matemática. 3 4.Química I A continuación una lista de ácidos. Dado el siguiente sistema en equilibrio −¿ +¿+ Cl¿ HCl+ H 2 O ↔ H 3 O¿ Determinar la expresión matemática de su Ki y el valor correspondiente si las concentraciones son: [HCl] = 0.8 9.7 10 10-4 10-4 10-9 Realicemos ahora algunos cálculos relacionados con la constante de ionización (Ki).8 4.7 4.85 x 10-4 mol/litro [Cl-] = 3.5 6.8 1.15 mol/litro [H3O+] = 3. bases y el valor de la constante de ionización para cada uno de ellos. Ácido Ácido Ácido Ácido Ácido Ácido Ácidos fosfórico fluorhídrico nitroso fórmico acético sulfhídrico Formula H3PO4 HF HNO2 HCOOH CH3COOH H 2S Bases Amoníaco Etilamina Metilamina Piridina Ka 7.8 x 10-4 mol/litro La expresión matemática para esta reacción es +¿ ¿ H 3O ¿ −¿ ¿ Cl ¿ ¿ K a=¿ 14 .5 -3 x x x x x x 10 10-4 10-4 10-4 10-5 10-8 x x x x -5 Formula NH3 C2H5NH2 CH3NH2 C5H5N Kb 1.4 1.6 1. a estas sustancias las llamó electrólitos. bases y sales.8 x 10−4 mol /litro] [0.85 x 10−4 mol / litro ] [3. A las sustancias como la sacarosa y el etanol que no conducen la corriente eléctrica. Electrólitos.15 mol/ litro] K a=9. descubrió que ciertas sustancias en disolución acuosa conducían la corriente eléctrica.Química I Para determinar el valor de la constante de ionización. Sustancias que producen iones en solución acuosa y sus disoluciones conducen la corriente eléctrica. Los electrólitos se dividen en fuertes y débiles según su grado de disociación o ionización. las llamó no electrólitos. científico inglés. veamos algunos ejemplos: Electrolitos Acidos Fuertes HCl HNO3 Débiles H2CO3 H2S H2SO4 HCN Bases Fuertes NaOH KOH Ca(OH) 2 Sales Débiles NH4OH NH3 Fuertes Ag2SO4 NaCl Débiles FeCl3 AlCl3 Al(OH)3 CuSO4 NH4F 15 . Como ejemplo de sustancias que presentan la capacidad de conducir la electricidad se tienen las disoluciones de ácidos.4. No electrólitos. Electrólitos y no electrólitos Michael Faraday. en tanto que el agua pura y disoluciones de otras sustancias no la conducían. K a= [ 3. sustituimos en la fórmula anterior los valores de las concentraciones de las especies participantes en la reacción.75 x 10−7 4. Sustancias que no producen iones en solución acuosa por lo que sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica. El valor de ambas concentraciones es de 1 x 10-7 y de la concentración del agua sin disociar es aproximadamente 1 x 10-14. +¿ ¿ H 3O ¿ −¿ ¿ OH ¿ ¿ K w =¿ Se ha determinado experimentalmente que la concentración de los iones hidrónio (H3O+) y oxidrilo (OH-) en el agua pura son iguales. Constante de ionización del agua (Kw) La disociación del agua. a 25 °C. Mediante aparatos muy sensibles se ha detectado que el agua pura en estado líquido tiene una baja conductancia de la electricidad. debido a la poca autoionización que sufren sus moléculas. representada por Kw se muestra a continuación. es un caso especial. −¿ ¿ +¿+OH 2 H 2 O↔ H 3 O ¿ La constante del producto iónico del agua.Química I 4. +¿ H 3 O¿ ¿ −¿ OH ¿ ¿ ¿ de acuerdo con esto.5. tenemos: 16 . Sorensen propuso emplear solamente el número del exponente. En las disoluciones acuosas ácidas la concentración de iones hidrónio es mayor que la de los iones oxidrilo. 5. Concepto de pH y pOH El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en mol/litro. 1 x 10 -14. Es decir el pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H +. 17 . por ello se vuelve solo 7. En las soluciones básicas sucede lo inverso. sin embargo.P. pero independientemente del valor que tengan ambas concentraciones se conserva el valor de la constante del agua pura. El pH del agua pura a 25 °C es de 7. en 1909 el químico danes S. podemos determinar el grado de acidez o alcalinidad de una solución. Muchas de las disoluciones de ácidos y bases son acuosas.Química I +¿ H 3 O¿ ¿ ¿ −¿ OH ¿ ¿ ¿ Los valores de las concentraciones son constantes e indican que el agua pura es una sustancia neutra. es de 1 x 10-7 mol/litro.L. pH de disoluciones A partir de la constante de ionización del agua. es decir.1. estos se expresan por una escala logarítmica de pH. La concentración de [H3O+] del agua pura a 25 °C. para no emplear valores con notación científica. por lo que se modifica la concentración de iones hidrónio y oxidrilo del agua. 5. Escala y cálculo de pH El pH es una medida relacionada con la concentración de iones hidrógeno (H+).Química I +¿ OH ¿ ¿ ¿ ¿ +¿ H¿ ¿ 1 ¿ pH=log ¿ +¿¿ H ¿ pH=−log ¿ El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilos [OH-]. Cuanto más básica es la disolución. −¿ OH ¿ ¿ ¿ ¿ −¿ OH ¿ ¿ 1 ¿ pH=log ¿ −¿ OH¿ ¿ pH=−log ¿ pH+ pOH =14 5.2. el pH es mayor. 18 . más ácida es la disolución y su pH es más pequeño. A mayor concentración de iones H +. menos concentración de H+ hay y más de OH-. 5 66 Sustancia Agua destilada Sangre Levadura Disolución de bórax Pasta dental Leche de magnesia Amoniaco de uso doméstico Hidróxido de sodio pH 7. El de las disoluciones ácidas es menor de siete y el de las básica mayor de siete. pH pH < 7 pH = 7 pH > 7 Tipo Ácido Neutro Base La concentración del H3O+ determina la fuerza de un ácido. a 25 °C. a mayor concentración.5 11.4 9.4 8. A continuación los pH de soluciones comunes: Sustancia Jugos gástricos Jugo de limón Vino Jugo de tomate Café Orina Agua de lluvia Leche pH 1.5 4. se determinó la escala de pH siguiente: Observa que sólo el cambio de una unidad de pH.0 6. equivale al incremento o disminución de diez veces la concentración de iones H +.0 2.3 3.0 19 . De igual forma la concentración de OH determina la fuerza de la base.0 6.2 9.1 5.0 7.9 10. A partir de la constante de ionización del agua 1 x 10 -14. mayor fuerza del ácido.Química I El pH de una disolución neutra (ni ácida ni básica) es 7.9 14. Esto se debe a que en forma iónica presentan un color y en forma molecular tienen color diferente. generalmente orgánicas. e indica si es un ácido o base.2 – 2. Determina el pH de una solución cuya concentración de H + es igual a 2 x 109 . Indicadores de pH Otro método para determinar el pH es por medio de indicadores químicos.0 – 4. la potencia a la que esté elevado.69 es una base débil. el de 100 es 2. El NaOH es una base. pH pH pH pH = = = = -log[H+] -log[2 x 10-9] -[. por ello el pH deberá ser mayor a 7.69] 8. Así el log de 1000 es 3.0 3. Calcular el pH de una solución 0. Indicador Violeta de metilo Azul de bromofenol Naranja de metilo pH Amarillo Amarillo Rojo Rango de cambio de color 0.4 pOH Violeta Azul Amarillo 20 . las cuales se comportan como ácidos o bases débiles y tienen la propiedad de cambiar de color de acuerdo al pH.1 M es igual a 1 x 10 -1. Ejemplos: 1. empleando la Ka del agua calculamos la concentración del ión hidrónio. El logaritmo decimal de un número es.Química I Como lo mencionamos anteriormente para calcular el valor del pH se requiere determinar el logaritmo de la concentración de H +.8. Podemos calcular el pH a partir de la concentración de una solución.0 – 4. a continuación se mencionan los más comunes.6 3.13] pH = 13 es una base fuerte. simplemente. Son moléculas complejas.1 M de NaOH.3. 1 x 10-14 = [H3O+][1 x 10-1] [H3O+] = 1 x 10-14 / 1 x 10-1 = 1 x 10-13 pH = -log[H3O+] = -log[1 x 10-13] pH = -[. 2. Indicadores. Los indicadores tienen determinados rangos de pH. La concentración 0. 5. 4 – 8.Química I Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Rojo fenol Fenoftaleína Carmín de indiga Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Azul 4. Como el papel tornasol azul o rojo. Los iones hidrónio del ácido y los iones oxidrilo de la base.0 – 8. es decir.2 5.6 6.0 6. Es el fenómeno que se presenta al reaccionar un ácido con una base en solución acuosa. Esta operación de laboratorio se realiza con una solución de concentración conocida llamada solución patrón o estándar y una de concentración desconocida denominada solución problema. se combinan para formar agua y una sal. 6.1.4 – 6.2 – 10 12 – 14 Amarillo Azul Azul Rojo Rojo Amarillo Otros indicadores solo son cualitativos. Ejemplo: HCl+ NaOH ↔ NaCl+ H 2 O H 2 SO 4 + KOH ↔ K 2 SO 4 + H 2 O 6. 21 . se requiere de una solución indicadora que permita detectar el momento de la neutralización. Valoración Es el proceso de valoración por medio del cual se determina el volumen o la concentración de una solución desconocida a través de una reacción de neutralización. así mismo.0 – 7. Reacciones de neutralización Neutralización. sólo determinan si es un ácido o una base.2 8. Na = concentración del ácido. V ácido x N ácido =V base x N base dónde: Va = volumen del ácido. La concentración del ácido o de la base.5mol/l será necesario para neutralizar 10ml de NaOH de concentración 0. Vb = volumen de la base. Ejemplo: ¿Qué volumen de ácido Clorhídrico de concentración 0. la valoración se realiza mediante la medición cuidadosa de los volúmenes de un ácido y una base que se neutraliza exactamente.Química I En el análisis de soluciones ácidas o básicas. se calcula utilizando la relación general que establece que el producto del volumen por la normalidad es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente. Nb = concentración de la base.1mol/l? La ecuación química para la neutralización es de: 22 . tampón.1 mol/l V a= V a= V b x Nb Na 10 ml x 0.3.5 mol /l 6. Soluciones amortiguadoras. buffer o reguladoras Son soluciones que tienen la capacidad de consumir iones H + y OH.Química I HCl+ NaOH → NaCl+ H 2 O Como la relación estequiometrica es de mol a mol (1:1) se puede resolver directamente aplicando la siguiente ecuación: V ácido x N ácido =V base x N base Va = X Na = 0. Es decir mantienen el pH casi constante.en grandes cantidades con un cambio muy pequeño en el pH.5 mol/l Vb = 10 ml Nb = 0. que se puede producir al combinarse un ácido débil con una de sus sales (tampón ácido) o bien se puede formar al mezclar una base débil con una de sus sales (tampón básico). Las soluciones amortiguadoras son una mezcla de una base débil y un ácido débil.1mol /l =2ml 0. 6.Borato de sodio. el cual no se aprecia. Ejemplos: Ácido acético-Acetato de sodio Ácido bórico.2. Hidrólisis de sales Las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil o bien de un ácido débil y una base fuerte al disolverse en agua forman 23 . Ejemplo: CuSO 4 CO 3 +2 H 2 O→ Cu(OH )2 + H 2 SO4 Base débil Ácido fuerte 24 . puede ser ácida o básica. Ejemplo: Na 2 CO 3+ H 2 O→ 2 NaOH + H 2 CO 3 Base fuerte Ácido débil Por el contrario. La hidrólisis de una sal que se obtiene al combinar un ácido débil y una base fuerte produce una solución básica. Esto se debe a la hidrólisis de la sal.Química I una disolución que no es neutra. la hidrólisis de una masa que proviene de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil genera una solución ácida. Para Lewis un ácido es cualquier sustancia capaz de aceptar un par electrónico y una base es cualquier sustancia capaz de donar un par electrónico. a este proceso se le denomina hidrólisis de sales. Estas mantienen constante el pH de las disoluciones. 25 . los débiles se ionizan muy poco. Estas tres teorías no son opuestas. que se puede producir al combinarse un ácido débil con una de sus sales (tampón ácido) o bien se puede formar al mezclar una base débil con una de sus sales (tampón básico). El pH se puede calcular experimentalmente por medio de la siguiente fórmula pH = -log[H +]. Si el pH varía una unidad la concentración de H+ varía 10 veces. Lewis elabora una teoría más amplia para definir a los ácidos y las bases. Algunas sales al disolverse en agua producen disoluciones ácidas o básicas. Los ácidos y bases débiles son aquellas sustancias que no están totalmente disociados en una solución acuosa La ionización del agua produce igual concentración de iones H + e OH-. Los ácidos fuertes se ionizan totalmente en agua. Una solución con un pH menor a 7 es ácida. con un pH = a 7 es neutra y si es mayor a 7 hasta 14 se trata de una base. Un ácido fuerte es aquel que se ioniza casi completamente en iones positivos e iones negativos.al estar disueltos en agua. La fuerza de los ácidos y las bases nos ayudan a conocer si son fuertes o débiles.Química I Conclusión En este trabajo analizamos las tres teorías ácido-base. Una base fuerte es aquella que se disocia completamente en iones positivos y negativos. Cuando un ácido pierde un protón se forma una base conjugada y cuando una base acepta un protón se forma el ácido conjugado. De este valor se deriva la escala de pH (concentración de iones H +) la cual es de cero a catorce. Las soluciones amortiguadoras son una mezcla de una base débil y un ácido débil. el producto de estas concentraciones es igual a 1 x 10 -14 (Kw). o bien con sustancias indicadoras las cuales cambian de color en determinados rangos de pH. Para Brönsted y Lowry un ácido dona protones y una base gana protones. Arrhenius define un ácido como una sustancia que libera iones H + y una base una sustancia que libera iones OH. fuerza de los ácidos y bases [en línea]. Ed. Burns A. Ralph. 1996. Ed. B. Disponible en: http://quimitoiuhana. Compañía Editorial Nueva Imagen.blogspot.A.mec. Ed. 1998. Benson Sidney W. 1983. Addison Wesley Iberoamericana. Química. teoría de ácidos y bases [en línea]. 2001.P.. Camacho F. [Consulta: 24 de marzo de 2015]. México.htm Ceneval en línea.. 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