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UNIDAD 4: REACCIONES ÁCIDO BASE
Características de los ácidos y las bases
Teorías ácido base
Teoría de Arrhenius
Teoría de Brönsted-Lowry
Equilibrio iónico del agua.
Concepto, escala y medida del pH.
Ácidos y bases fuertes y débiles. Constantes de acidez y de basicidad; grado de ionización
Reacciones de neutralización
Hidrólisis de sales.
Disoluciones amortiguadoras.
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES ÁCIDO BASE
CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases son sustancias presentes en todas las facetas de nuestra vida cotidiana.
Tienen unas características que nos hacen diferenciarlas.
•
•
•
•
•
•
ÁCIDOS:
BASES:
Tienen sabor ácido.
Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos colorantes
vegetales.
Disuelven sustancias
Reaccionan con los metales
desprendiendo H2.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero corrosivos con
•
•
•
•
la piel.
Dan color azul a ciertos colorantes
vegetales.
Precipitan sustancias disueltas por
ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Teoria de Arrhenius o de la disociación iónica
En 1887 publica su teoría de “ la disociación iónica”.. Que explica la
conductividad de las disoluciones de ácidos, bases y sales porque en disolución
se disocian en cationes y aniones.
1903 premio Nobel de Química
“En reconocimiento a los extraordinarios
servicios que ha prestado al avance de la
química mediante su teoría electrolítica de
la disociación”.
Ácido: Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa, se disocia proporcionando
iones H+
los iones H+ en disolución se representan como H3O+
Base: Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en OH-
Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Ejemplos de disociación
¿Cómo son las reacciones de neutralización según esta teoría?
La neutralización se produce al reaccionar un ácido con una base con formación de agua
El anión disociado del ácido y el catión disociado de la base quedan en disolución inalterados
Limitaciones:
Hay sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo :
Hay sustancias con propiedades ácidas que no contienen iones hidronio:
Esta teoría se limita a disoluciones acuosas
p.e NH3 líquido
p.e SO2 y CO2
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Teoría de Brönsted Lowry o del par ácido base conjugado
En 1923 J. Brönsted y T. Lowry propusieron por separado un concepto más
amplio sobre los ácidos y las bases explicando su comportamiento mediante
reacciones en las que se producía un intercambio de protones
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder iones
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
La teoría de Brönsted y Lowry introduce el concepto de ácido – base conjugados
Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo:
NH4 ácido
CO23
base
NH3 base
HCO3
ácido
Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como
ácido o como base se llaman sustancias anfóteras
como base
AHaq  H2Ol  A  aq  H3O aq
ácido
base
conjugado
como ácido
Baq  H2Ol  BH aq  OH aq
base
ácido
conjugada
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl
El NaOH proporciona OH– a la disolución:
NaOH (ac)  Na+ + OH–
por lo que
HCO3– + OH– 
CO32– + H2O
es decir, el ión HCO3– actúa como ácido cede protones.
El HCl proporciona H+ a la disolución:
HCl (ac)  H+ + Cl–
por lo que
HCO3– + H+  H2CO3
es decir, el ión HCO3– actúa como base coge protones.
El HCO3– ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base
(captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+
cuando una base captura H+
se convierte en su
se convierte en su
– H+
ÁCIDO HA
BASE
B
Disociación de un ácido:
+ H+
+ H+
– H+
base conjugada
ácido conjugado
BASE CONJUGADA
A–
ÁCIDO CONJUGADO HB+
HCl (g) + H2O (l)  H3O+ (ac) + Cl – (ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)
Disociación de una base:
HSO4 - (ac) + H2O (l)  H2SO4 + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se transforma en H2SO4 (ácido
conjugado)
REACCIONES ÁCIDO BASE
TEORIAS ÁCIDO BASE
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un
ácido, más fuerte es su base conjugada
Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de
protones
REACCIONES ÁCIDO BASE
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
El agua pura tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente
disociada en sus iones, y el equilibrio está muy desplazado a la izquierda.
La [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor
de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva constante Kw que recibe el nombre de
producto iónico del agua:
Kw calculado a la temperatura e 25 ºC vale
Una disolución es:
10 -14
en el agua pura
Ácida
Si [H3O+] > [OH-]
Neutra
Si [H3O+] = [OH-]
Básica
Si [H3O+] < [OH-]
REACCIONES ÁCIDO BASE
CONEPTO DE pH y pOH
En 1909 el químico S. Sörensen propuso una nueva forma de expresar la
concentración de protones introduciendo el término de pH
El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo
cambiado, de la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1.
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
PH < 7
DISOLUCIÓN
BASICA
[H3O+] < [OH-]
PH > 7
REACCIONES ÁCIDO BASE
CONEPTO DE pH y pOH
El pOH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la
concentración de iones [OH - ] expresada en mol L-1.
Medida del pH
El pH de una disolución se puede determinar de forma aproximada con
unas sustancias químicas que cambian de color llamadas indicadores.
Según sea al indicador, el cambio de color tiene lugar en un intervalo
de pH determinado.
REACCIONES ÁCIDO BASE
CONEPTO DE pH y pOH
El pH de una disolución se puede determinar de forma exacta con un instrumento
electrónico, que consiste en un electrodo de vidrio que es capaz de medir variaciones en la
concentración de
. Para que las mediciones sean exactas, es necesario calibrar el
instrumento con disoluciones estandar de concentraciones conocidas, llamadas disolución
patrón.
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
• Ácidos fuertes: ()
Están totalmente disociados
Cuanto más desplazado hacia la derecha está el equilibrio, más fuerte es el ácido
• Ácidos débiles: (  )
Están disociados parcialmente
Según Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido está relacionada con la tendencia a transferir
protones y la de una base a para aceptarlos
DEBIL
FUERTE
en presencia de agua
en metilamina CH3-NH2
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Como el concepto de ácido y base fuerte o débil es relativo, tomaremos como referencia el agua
Casi todas las sustancias ácidas son débiles. Para establecer la fuerza de un ácido HA
utilizaremos su constante de equilibrio:
Como la concentración de
H2O
es prácticamente constante
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100
Si Ka < 1
El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
El ácido es débil
y estará sólo parcialmente disociado.
Por ejemplo, el ácido acético CH3–COOH es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
• Ácidos polipróticos
Ácidos POLIPROTICOS son aquellos cuyas moléculas pueden ceder más de un protón:
Ácido sulfúrico
Ácido fosfórico
Ácido oxálico
Ácido carbónico
Esto significa que el ácido cede con más facilidad el primer protón
que los restantes
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
• Bases fuertes: ()
Están totalmente disociadas
Cuanto más desplazado hacia la derecha está el equilibrio, más fuerte es la base
Para calcular el pH se parte de la concentración de pOH
• Bases débiles: (  )
Están disociadas parcialmente
En general
Para calcular el pH partiríamos de
Calculando la concentración de [OH-] a partir de K b determinaríamos el valor del pH
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Al igual que el pH, se denominan:
Cuanto mayor es el valor de
Ka
o
Kb
Igualmente, cuanto mayor es el valor de
base.
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
pKa o pKb
Equilibrio de disociación de un ácido:
ácido
base conjugada
La reacción de la base conjugada con el agua:
Base
ácido conjugado
menor es la fuerza del ácido o de la
REACCIONES ÁCIDO BASE
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
En la práctica, esta relación significa que:
•
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.
•
Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
El grado de disociación de un ácido o de una base es el tanto por uno de reactivo
disociado, y como ya habíamos visto
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
Una reacción de neutralización es aquella que se produce entre un ácido y una base.
Ácido + base  sal + agua
Las reacciones de neutralización entre ácidos y bases se producen realmente entre
Se representan como reacciones irreversibles, no como equilibrios, porque la neutralización
es siempre completa
Las sales que se producen en las neutralizaciones son electrolitos fuertes , y en agua se disocian
completamente. Si alguno de los iones formados en esta disociación reacciona con el agua,
diremos que la sal ha sufrido HIDRÓLISIS.
El hecho de que los iones reaccionen o no con el agua dependerá de la fortaleza del ácido o de la
base de la que procedan, dando lugar a disoluciones que tendrán carácter: NEUTRO, ÁCIDO o
BÁSICO.
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
Neutralización
ácido fuerte – base fuerte
Disociamos la sal formada
Base conjugada débil
Proviene de ácido fuerte
Por ser débiles, el
Y
los
ácido conjugado débil
proviene de base fuerte
y el
apenas reaccionarán con el agua, NO HAY HIDROLISIS
en disolución proceden únicamente del agua esto implica que
El pH de la disolución resultante será pH = 7
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
Neutralización
ácido fuerte – base débil
Base débil
ácido fuerte
Disociamos la sal formada
ácido conjugado fuerte
Proviene de base débil
base conjugada débil
proviene de ácido fuerte
El
base conjugada débil del ácido fuerte NO reaccionará con el agua
El
ácido conjugado fuerte de la base débil SI reaccionará
La reacción de hidrólisis será :
Quedando en disolución un exceso de
lo que produce un
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
La constante de equilibrio de esta reacción será
Si multiplicamos por
numerador y denominador
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
Neutralización
ácido débil – base fuerte
ácido débil
base fuerte
Disociamos la sal formada
base conjugada fuerte
Proviene de ácido débil
El
El
ácido conjugado débil
proviene de base fuerte
es la base conjugada fuerte del ácido débil SI reaccionará con el agua
ácido conjugado
Quedando en disolución un exceso de
débil de la base fuerte
lo que produce un
NO reaccionará
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
La constante de equilibrio de esta reacción será
Si multiplicamos por
numerador y denominador
REACCIONES ÁCIDO BASE
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. HIDROLISIS
Neutralización
ácido débil base débil
Ácido débil
base débil
Disociamos la sal formada
base conjugada fuerte
Proviene de ácido débil
El
El
base fuerte,
ácido fuerte,
ácido conjugado fuerte
proviene de base débil
SI reaccionará con el agua
SI reaccionará con el agua
En este caso, no podemos predecir cual será el carácter ácido o básico de la disolución, dependerá
de los valores de sus constantes:
REACCIONES ÁCIDO BASE
HIDRÓLISIS : RESUMEN DE LOS EQUILIBRIOS
Tipo de sal
Ión que se
hidroliza
Ácido fuerte +
base fuerte
NaCl
ninguno
Equilibrio
Disolución
resultante
neutra
Ácido fuerte +
base débil
NH4Cl
ácida
Ácido débil + base
fuerte
El
básica
Ácido débil +
base débil
ácido débil,
NO reaccionará con el agua
Depende de Ka
y Kb
REACCIONES ÁCIDO BASE
DISOLUCIONES REGULADORAS
Las disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón, son disoluciones que mantienen un pH
aproximadamente constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o de base.
Tampón de ácido débil y una sal de su base conjugada
Ácido acético (débil)
acetato sódico
Base conjugada fuerte
C ácido - x
C sal
x
c sal
x
c sal
REACCIONES ÁCIDO BASE
DISOLUCIONES REGULADORAS
Mecanismo de regulación
Al añadir a la disolución anterior un ácido como por ejemplo HCl, actúa el
(base conjugada fuerte) eliminando el exceso de ácido
Base conjugada fuerte
Al añadir a la disolución anterior una base como por ejemplo NaOH, actúa el
eliminando el exceso de base
REACCIONES ÁCIDO BASE
DISOLUCIONES REGULADORAS
Tampón de base débil y una sal de su ácido conjugado
Amoniaco, base débil
C base - x
C sal
x
c sal
c sal
x
Cloruro amónico
REACCIONES ÁCIDO BASE
DISOLUCIONES REGULADORAS
Mecanismo de regulación
Al añadir a la disolución anterior un ácido como HCL , actúa el
ácido
Al añadir a la disolución anterior una base como NaOH, actúa el
fuerte) eliminando el exceso de base
eliminando el exceso de
(ácido conjugado
A nivel bioquímico los principales tampones son:
que actúa regulando el pH de la sangre.
que actúa regulando el pH del interior de las células
REACCIONES ÁCIDO BASE
VOLUMETRÍAS ÁCIDO BASE. CURVAS DE VALORACIÓN
La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una
disolución, conociendo la concentración de otra, es una reacción de neutralización ácido- base.
Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la
reacción de neutralización
Instante definido como punto de equivalencia
Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de
equivalencia, se utiliza un indicador ácido base, que
avisa, cambiando de color, cuando se ha completado la
reacción
El pH del punto de equivalencia no es necesariamente 7, ya
que depende de la sal que se forma en la valoración.
REACCIONES ÁCIDO BASE
VOLUMETRIAS ÁCIDO BASE. CURVAS DE VALORACIÓN
¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?
Ácido fuerte – base fuerte
Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte (o al revés)
Hay un cambio brusco del pH como
pH = 7
Como el cambio es muy brusco, se pueden utilizar indicadores cuya
zona de viraje sea más amplia que pH=7
Ácido débil – base fuerte
Si se valora un ácido débil con una base fuerte
En un momento determinado se forma un tampón y
pH > 7
REACCIONES ÁCIDO BASE
VOLUMETRIAS ÁCIDO BASE. CURVAS DE VALORACIÓN
Ácido fuerte – base débil
Si se valora un ácido fuerte con una base débil
En un momento determinado se forma un tampón
pH < 7
 El indicador más adecuado para cada volumetría de neutralización será aquel que
cambie de color a un pH próximo al punto de equivalencia.
 Por lo tanto es necesario conocer como varía el pH en la valoración ácido-base y su valor
en el punto de equivalencia
 Por ello es muy útil construir curvas de valoración en las que se representa el pH en
función de la cantidad de reactivo añadido.
REACCIONES ÁCIDO BASE
INIDCADORES ÁCIDO BASE.
¿Qué es un indicador?
Un indicador es un ácido débil o una base débil, generalmente orgánica, que se caracteriza
porque la forma sin disociar tiene distinto color que la forma disociada.
Color A
Color B
Los colores que presenta el indicador y el valor del pH de cambio de color dependen de la
naturaleza del propio indicador.
Para que se aprecie el cambio de color la concentración de una de las especies debe ser
10 veces superior a la otra.
SI
predomina la forma ácida
SI
predomina forma básica
Si
REACCIONES ÁCIDO BASE
VOLUMETRIAS ÁCIDO BASE. CURVAS DE VALORACIÓN
Indicador
Color forma ácida
Color forma básica
Zona de viraje (pH)
Violeta de metilo
Amarillo
Violeta
0-2
Rojo Congo
Azul
Rojo
3-5
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4-6
Tornasol
Rojo
Azul
6-8
Fenolftaleína
Incoloro
Rosa
8-10
REACCIONES ÁCIDO BASE
VOLUMETRIAS ÁCIDO BASE. CURVAS DE VALORACIÓN