Equilibrio ácido-base Tema 9 Ácidos • Tienen sabor agrio. • Cambian el color del papel de tornasol de azul a rojo. • Reaccionan con algunos metales (Zn, Mg, Fe, etc.) para producir H2 (g). 2HCl(ac) + Mg(s) → MgCl2(ac) + H2(g) • Reaccionan con los CO32- y HCO3- para formar CO2 (g). 2HCl(ac) + CaCO3(s) → CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g). • Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad. 4.3 Bases • • • • Tienen sabor amargo. Cambian el color del papel de tornasol de rojo a azul . Tienen tacto resbaladizo. Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad. 4.3 Definición de ácido y base de Arrehnius Ácido es una substancia que produce H+ (H3O+) en agua ión hidrónio Base es una substancia que produce OH- en agua 4.3 Definición de ácido y base de Brønsted Un ácido es una sustancia dadora de protones Una base es una sustancia aceptora de protones base ácido ácido conjugado base1 ácido2 ácido1 base conjugada base2 15.1 Definición de ácido y base de Lewis Un ácido es una sustancia que puede aceptar pares de electrones Una base es una sustancia que puede donar pares de electrones ácido •• H O H •• H H N H •• H+ + •• •• + OH •• ácido base H+ H base + H N H H 15.12 Definición de ácido y base de Lewis H F B + N H •• F F H ácido base F F B F H N H H En esta reacción no se ceden ni se aceptan protones 15.12 Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en las siguientes reacciones. a) SnCl4(s) + 2Cl-(ac) ↔ SnCl62-(ac) SnCl4 acepta dos pares de electrones de los iones ClSnCl4: ácido de Lewis 2Cl-: bases de Lewis b) Hg2+(ac) + 4CN-(ac) ↔ Hg(CN)42-(ac) El Hg+2 acepta cuatro pares de electrones de los iones CNHg+2: ácido de Lewis 4CN-: bases de Lewis c) CO2(g) + H2O(l) ↔ H2CO3(ac) base ácido 15.3 Propiedades ácido-base del agua 15.2 H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) Autoionización del agua H O + H H H 2O + H 2O H3O+ + OH- ácido1 acido2 O H base2 [H base1 O ] H + H O - H + H2O(l) + + H2O(l) H3O+(ac) OH-(ac) El producto iónico del agua H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [H+][OH-] Kc = [H2O] [H2O] = cte Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una determinada temperatura. la disolución es A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = [OH-] neutra [H+] > [OH-] ácida [H+] < [OH-] básica 15.2 El pH: una medida de la acidez pH = -log [H+] La disolución es A 250C neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+] 15.3 pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14 15.3 La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa fue de 3,2 x 10-4 M inmediatamente después de haberla destapado. Solo se consumió la mitad del vino. Se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrogeno igual a 1,0 x 10-3 M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones. ¿Por qué el pH del vino ha cambiado por interacción con el aire? pH = -log [H+] pH1 = -log (3,2 x 10-4M)= 3,49 pH2 = -log (1,0 x 10-3M)= 3,00 El incremento de la acidez del vino se debe, en gran medida, al resultado de la conversión de una parte del alcohol (etanol) en ácido acético (el vino se avinagra), una reacción que se realiza en presencia de oxigeno molecular. 15.3 Electrolito fuerte – totalmente ionizado en agua (100%) NaCl (s) H 2O Na+ (aq) + Cl- (aq) Electrolito débil – parcialmente ionizados CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ (aq) Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes (Ka >> 1, α = 1) HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq) HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq) HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq) H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq) 15.4 Los ácidos débiles son electrolitos débiles (Ka << 1, α < 1) HF (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + F- (aq) HNO2 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO2- (aq) HSO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + SO42- (aq) H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq) Las bases fuertes son electrolitos fuertes (Kb >> 1, α = 1) NaOH (s) KOH (s) H 2O H 2O Ba(OH)2 (s) Na+ (aq) + OH- (aq) K+ (aq) + OH- (aq) H 2O Ba2+ (aq) + 2OH- (aq) 15.4 Las báses débiles son electrolitos débiles (Kb << 1, α < 1) F- (aq) + H2O (l) NO2- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + HF (aq) OH- (aq) + HNO2 (aq) • El ion H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. • El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. 15.4 Ácidos/Bases fuertes y débiles Calcule el pH de: a) Una disolución 1,0 x 10-3 M de HCl Para un ácido fuerte la disociación es total: HCl → H+ + ClInicialmente (M) c0 Cambio (M) -c0 +co +co Final (M) c 0 c0 [HCl]= [H+]= 1,0 × 10-3 M pH = -log [H+] pH = -log (1,0×10-3 M)= 3,00 b) Una disolución 0,020 M de Ba(OH)2 Para un base fuerte la disociación es total: Ba(OH)2 → 2OH- + Ba+2 Inicialmente (M) c0 --------Cambio (M) -c0 +2co +co Final (M) ---2c0 c0 [Ba(OH)2]= 2[OH-]= 0,040 M pH +pOH=14 pOH = -log [OH-]= -log(0,040M)= 1,40 pH =14-pOH=14-1,40=12,60 pH =12,60 15.6 Fuerza relativa de pares conjugados ácido-base Los ácidos que están por encima del H3O+ son ácidos fuertes. Las bases que están por debajo del OH- son bases fuertes. Ácido fuerte Ácido débil 15.4 Ácidos débiles (HA) y constantes de ionización HA (aq) + H2O (l) HA (aq) H3O+ (aq) + A- (aq) H+ (aq) + A- (aq) [H+][A-] Ka = [HA] Ka es la constante de ionización ácida Ka fortaleza del ácido 15.5 15.5 Porcentaje de ionización % ionización = [ácido ionizado]eq [ácido]0 x 100% Para un ácido monoprótico HA % ionización = [H+] [HA]0 x 100% A concentraciones muy bajas todos los ácidos están ionizados casi por completo 15.5 Bases débiles (HA) y constantes de ionización NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) [NH4+][OH-] Kb = [NH3] Kb es la constante de ionización básica Kb fortaleza de la base La resolución de problemas que incluyen báses débiles se sigue el mismo procedimiento que con ácidos débiles. Ahora se calcula primero [OH-], en lugar de [H+]. 15.6 15.6 Ácidos/Bases fuertes y débiles Calcule el pH y % de ionización de: a) Una disolución 0,036 M de HNO2. Ka= 4,5 × 10-4 En este caso tenemos un ácido débil en disolución acuosa. Por tanto al pH puede afectar el HNO2 y los H+ del agua pero la contribución de estos últimos se va a considerar despreciable. Inicialmente (M) Cambio (M) Final (M) HNO2 c0 -x c0-x ↔ H+ + NO2---- +x +x ------ +x +x La constante de equilibrio vendrá dada por: Sustituyendo las concentraciones que tendremos en condiciones finales: Método 1 (funciona cuando el ácido/base muy diluida y baja Ka o Kb): Se hace la aproximación de: 0,036-x∼ 0,036 Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida: x∼ 4,0 × 10-3 M Como es mayor del 5% esta aproximación no es valida y este método no es aplicable. Método 2 (siempre valido pero mas complicado matemáticamente) Se resuelve la ecuación de segundo grado: x2+4,5×10-4x-1,62×10-5=0 Por tanto en el equilibrio: x1 = 3,8×10-3M [H+] = 3,8×10-3 M x2= -4,3×10-3M Ahora calculamos el pH: pH = -log [H]= -log (3,8×10-3 M)= 2,42 Ahora calculamos el % de ionización: Cada 100 moléculas de HNO2 tenemos 11 ionizadas b) Una disolución acuosa de amoniaco 0,40 M. Kb= 1,8 ×10-5 En este caso tenemos una base débil en disolución acuosa. Por tanto al pH puede afectar tanto el NH3 como los OH- del agua pero la contribución de estos últimos se va a considerar despreciable. [H2O](l) ∼cte NH3(aq) +H2O(l) Inicialmente (M) c0 Cambio (M) -x Final (M) c0-x ↔ NH4+ (ac) + OH-(ac) ---- +x +x ----- +x +x La constante de equilibrio vendrá dada por: Sustituyendo las concentraciones que tendremos en condiciones finales: Método 1: Se hace la aproximación de: 0,40-x∼ 0,40 Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida: 15.6 Como es menor del 5% esta aproximación es valida y aplicable. No nos hace falta aplicar el método 2. Ahora calculamos el pOH: pH = -log pOH = -log (2,7×10-3 M)= 2,57 Ahora calculamos el pH: pH+ pOH =14 pH = 14-pOH = 14-2,57 = 11,43 Ahora calculamos el % de ionización: Cada 100 moléculas de HNO2 tenemos 1 ionizada La expresión que se utiliza para ver si el método 1 es valido o no es la misma que el % de ionización. Por tanto, si se concluye que el método 1 es bueno obtenemos directamente el %. Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base HA (aq) A- (aq) + H2O (l) H2O (l) H+ (aq) + A- (aq) OH- (aq) + HA (aq) H+ (aq) + OH- (aq) Ka Kb Kw KaKb = Kw Ácido débil y su base conjugada Kw Ka = Kb Kw Kb = Ka Cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada 15.7 15.8 Calcule Kb para el anión CH3COO- sabiendo que Ka del ácido acético es 1,8 ×10-5. CH3COOH (aq) ↔ H+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) ↔ H2O (l) ↔ OH- (aq) + CH3COOH(aq) H+ (aq) + OH- (aq) Kb = Kw Ka Ka Kb Kw Estructura molecular y fuerza de los ácidos hidrácidos a) Fuerza del enlace H X Cuanto más fuerte es el enlace, es más difícil que la molécula se rompa H + + XY, por tanto, el ácido será más débil Acidez: HF << HCl < HBr < HI b) Polaridad del enlace polaridad fortaleza del ácido Polaridad: HF >HCl > HBr > HI, pero este factor secundario en comparación con F enlace 15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos hidrácidos Disminuye la fuerza del enlace. La acidez aumenta Aumenta la electronegatividad. La acidez aumenta 6A(16) 7A(17) H 2O HF H 2S HCl H2Se HBr H2Te HI Estructura molecular y fuerza de los ácidos oxácidos Z δO δ+ H Z O- + H+ El enlace será más polar y se romperá más fácilmente sí: • Z es muy electronegativo o • Z está en un estado de oxidación alto 15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos oxácidos CASO 1: Oxoácidos que tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente nº de grupos unidos a él. nº de oxidación fortaleza del ácido Acidez: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO 15.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos oxácidos CASO 2: Oxoácidos que tienen diferente átomo central (Z) que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica e igual nº de oxidación Electronegatividad Z fortaleza del ácido Acidez: HClO3 > HBrO3 15.9 Prediga la fuerza relativa de los ácidos de cada uno de los siguientes grupos: a) HF y HI Estos dos ácidos son hidrácidos cuya fuerza como ácido depende de: F del enlace (↑X→↑Fenlace→↓acidez) y de la electronegatividad (↑X→↑acidez) siendo este segundo factor menos importante. Electronegatividad (X): HF> HI F enlace: HI< HF Acidez: HI > HF b) HClO, HBrO y HIO Estos tres compuestos son ácidos oxácidos cuya acidez depende del estado de oxidación del átomo central (↑estado oxidacion→↑acidez) y de la electronegatividad de este atomo central (↑X→↑acidez). Estamos en el caso de oxacidos con el mismo estado de oxidacion y diferente atomo central, por lo que la acidez incrementara hacia los atomos con mayor electrogenatividad. X(Cl) > X(Br) >X(I) Acidez: HClO>HBrO>HIO c) HNO3 y HNO2: Estos dos ácidos son oxácidos cuya fuerza como ácido depende del estado de oxidación del átomo central (↑estado oxidacion→↑acidez) y de la electronegatividad de este atomo central (↑X→↑acidez). Estamos en el caso de oxacidos con el mismo Z pero diferente estado de oxidacion por lo que la acidez incrementara cuando aumenta el estado de oxidacion del N: Estado oxidación (HNO3) > Estado oxidación (HNO2) Acidez: HNO3 > HNO2 15.9 Propiedades ácido-base de las sales Sales que producen disoluciones neutras: Sales que contienen un ion de un metal alcalino o de un metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (p.e. Cl-, Br-y NO3- ). NaCl (s) H 2O Na+ (aq) + Cl- (aq) Sales que producen disoluciones básicas: Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil. NaCH3COOH (s) H 2O CH3COO- (aq) + H2O (l) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COOH (aq) + OH- (aq) 15.10 Propiedades ácido-base de las sales Sales que producen disoluciones ácidas: Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil. NH4Cl (s) NH4+ (aq) H 2O NH4+ (aq) + Cl- (aq) NH3 (aq) + H+ (aq) Sales con cationes metálicos pequeños y con elevada carga (p.e. Al3+, Cr3+, y Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte. 3+ Al(H2O)6 (aq) 2+ Al(OH)(H2O)5 (aq) + H+ (aq) 15.10 Hidrólisis ácida del ion Al3+ Al3+ Al3+ El Al3+ hidratado se clasifica como un donador de protones, y por tanto, es un ácido de Bronsted (tan fuerte como el CH3COOH). 15.10 Valores de Ka para algunos cationes hidratados a 25 ºC Fe3+ Sn2+ Cr3+ Al3+ Be2+ Cu2+ Pb2+ Zn2+ Co2+ Ni2+ Ion hidratado Fe(H2O)63+(aq) Sn(H2O)62+(aq) Cr(H2O)63+(aq) Al(H2O)63+(aq) Be(H2O)42+(aq) Cu(H2O)62+(aq) Pb(H2O)62+(aq) Zn(H2O)62+(aq) Co(H2O)62+(aq) Ni(H2O)62+(aq) Ka 6 x 10-3 4 x 10-4 1 x 10-4 1 x 10-5 4 x 10-6 3 x 10-8 3 x 10-8 1 x 10-9 2 x 10-10 1 x 10-10 mayor acidez Ion libre Propiedades ácido-base de las sales Sales en las que se hidrolizan tanto el catión como el anión: • Kb del anión > Ka del catión, las disolución será básica • Kb del anión < Ka del catión, las disolución será ácida • Kb del anión ≈ Ka del catión, las disolución será neutra 15.10 Calcule el pH y % de hidrólisis de: a) Una disolución acuosa de acetato de sodio CH3COONa 0,15 M. Ka(CH3COOH) = 1,79 ×10-5. Especies importantes: CH3COO-, Na+ (se desprecia contribución de iones H+ y OH- del agua). Se supone disociación total por ser electrolito fuerte. El Na+ no sufre hidrólisis, mientras que el CH3COO- si ya que proviene de un ácido débil. Disociación de la sal: CH3COONa(s) + H2O(l) → CH3COO-(ac) + Na+ 0,15 M 0,15 M Hidrólisis CH3COO-: CH3COO- (ac) +H2O (l) ↔ Inicialmente (M) 0,15 Cambio (M) -x Final (M) 0,15-x La constante de equilibrio vendrá dada por: Por tanto: CH3COOH (ac) + OH-(ac) ---- +x x ---- +x x Método 1 x ∼ 9,2×10-6 M 0,15- x ∼ 0,15 Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida: Como es menor del 5% esta aproximación es valida y ya tenemos el % de hidrólisis: Ahora calculamos el pOH y a continuación el pH: pOH = -log [OH] = -log (9,2×10-6 M) = 5,04 pOH + pH =14 pH=14 - pOH =14-5,04 = 8,96 Los resultados muestran que solo una muy pequeña cantidad del anión se hidroliza pero produce todavía un significativo cambio de pH el agua. b) Una disolución acuosa de Al(NO3)3 0,02 M. Ka = 1,3 ×10-5. Especies importantes: Al+3(o Al(H2O)6+3), NO3- (se desprecia contribución de iones H+ y OH- del agua). Se supone disociación total por ser electrolito fuerte. El NO3- no sufre hidrólisis (procede de ácido muy fuerte), mientras que el Al+3 si ya que es un ion metálico altamente cargado que forma complejos con el agua. Disociación de la sal: Hidrólisis Al(H2O)6+3: Inicialmente (M) Cambio (M) Final (M) Al(NO3)3 (s) +H2O (l) → Al(H2O)6+3 (ac) + NO30,02 M 0,02 M Al(H2O)6+3(ac) 0,02 -x 0,02-x ↔ Al(OH)(H2O)5+2 (ac) + H+(ac) +x x ---- +x x ---- La constante de equilibrio vendrá dada por: 15.10 Método 1 0,02- x ∼ 0,02 x ∼ 5,1×10-4 M Ahora comprobamos la aproximación para ver si es valida: Como es menor del 5% esta aproximación es valida y ya tenemos el % de hidrólisis: Ahora calculamos el pH: pH = -log [H+]= -log (5,1×10-4 M)= 3,29 Prediga si cada una de las siguientes disoluciones será ácida, básica o casi neutra: a) NH4I Especies importantes: NH4+ y I-. El NH4+ es un ácido relativamente fuerte que se hidroliza ya que procede del NH3 que es una base débil. El I- es una base muy débil que no se hidroliza ya que procede de un ácido fuerte como es el HI. Por tanto la disolución será ácida. b) CaCl2 Especies importantes: Ca+2 y Cl-. El Ca+2 no se hidroliza ya que es un ion alcalino-terreo. El Cl- es una base muy débil que no se hidroliza ya que procede de un ácido fuerte como es el HCl. Por tanto la disolución será casi neutra. 15.10 c) KCN Especies importantes: K+ y CN-. El K+ no se hidroliza ya que es un ion alcalino. El CN- es la base conjugada del ácido débil HCN por tanto será relativamente fuerte, sufriendo hidrólisis en presencia de agua y produciendo OHPor tanto la disolución será básica. d) Fe(NO3)3 Especies importantes: Fe+3 y NO3-. El Fe+3 es un ion metálico altamente cargado que tiende a formar complejos con H2O y puede sufrir hidrólisis produciendo H+. El NO3- es la base conjugada del ácido fuerte HNO3, por tanto no sufre hidrólisis. Por tanto la disolución será ácida. El efecto de ion común es el desplazamiento del equilibrio por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta. Consideremos la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH (ácido débil). CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq) ion común La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido o una base débiles. 16.2 Efecto de la adición de ion acetato sobre la disociación del ácido acético [CH3COOH]o [CH3COO-]añadido % Disociación* pH 0.10 0.00 1.3 2.89 0.10 0.05 0.036 4.44 0.10 0.10 0.018 4.74 0.10 0.15 0.012 4.92 * % Disociación = [CH3COOH]disoc [CH3COOH]o x 100 Consideremos la mezcla de una sal NaA y el ácido débil HA. NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq) HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) -log [H+] Ka [HA] = [A-] [H+] [HA] = -log Ka - log [A-] -] [A -log [H+] = -log Ka + log [HA] ecuación HendersonHasselbalch [H+][A-] Ka = [HA] pKa = -log Ka [A-] pH = pKa + log [HA] [base cojugada] pH = pKa + log [ácido] 16.2 Disoluciones amortiguadoras Es una disolución de: 1. Un ácido débil o una base débil y 2. Una sal del ácido o base débil ¡Y ambos componentes han de estar presentes! Tienen la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. El pH no cambia al ser diluida. 16.3 Cuales de las siguientes disoluciones son sistemas reguladores? a) KH2PO4/H3PO4 H3PO4: ácido débil H2PO4-: base débil (tiende mas a perder un H+ que a comportarse como base) Sistema amortiguador/buffer b) NaClO4/HClO4 HClO4: ácido fuerte ClO4-: base muy débil Sistema no amortiguador/buffer c) C5H5N/C5H5NHCl (C5H5N= piridina, Kb= 1,5 ×10-9) C5H5N: base débil C5H5+NH-: ácido débil Sistema amortiguador/buffer Efecto de la adición de un ácido o una base a … A una disolución adición de ácido adición de base A una disolución reguladora adición de ácido adición de base Consideremoa una mezcla de CH3COOH y CH3COONa La adición de un ácido fuerte H+ (aq) + CH3COO- (aq) La adición de una base fuerte OH- (aq) + CH3COOH (aq) Disolución reguladora después de la adición de H3O+ CH3COO- (aq) + H2O (l) Disolución reguladora con igual concentración de ácido y base conjugada H3O+ H2O + CH3COOH CH3COOH (aq) H3O+ + CH3COO- Disolución reguladora después de la adición de OH- OH- CH3COOH + OH- H2O + CH3COO- Relación entre la capacidad reguladora y cambio de pH La capacidad reguladora viene dada por la cantidad de ácido o base que se le puede añadir sin destruir su capacidad reguladora y depende de la cantidad de ácido-base conjugada que contenga. Valoraciones ácido-base En una valoración una disolución de concentración exactamente conocida es añadida de forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se completa.. Punto de equivalencia – punto en el cual se ha adicionado una cantidad equivalente de ácido y base. Indicador – sustancias que cambian de color con el pH NaOH HCl fenolftaleina 4.7 Valoraciones ácido fuerte-base fuerte NaOH (aq) + HCl (aq) OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l) + NaCl (aq) H2O (l) Valoración de 25 mL de HCl 0.10 M con NaOH 0.10 M 16.4 Valoraciones ácido débil-base fuerte CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + CH3COOH (aq) pKa (CH3COOH) [CH3COOH ] = [CH3COOH -] 16.4 Valoraciones ácido fuerte-base débil HCl (aq) + NH3 (aq) H+ (aq) + NH3 (aq) NH4Cl (aq) NH4Cl (aq) En el punto de equivalencia (pH < 7): NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + H+ (aq) 16.4 Indicadores ácido-base HIn (aq) 16.5 H+ (aq) + In- (aq) [HIn] ≥ 10 Color de la forma ácida (HIn), es decir pH < pKin - 1 [In ] [HIn] -), es decir pH > pK + 1 Color de la forma básica (In ≤ 10 in [In-] Intervalo de viraje del indicador (pKin – 1 a pKin + 1) El intervalo de viraje del indicador tiene que estar dentro del salto de pH que se produce en el punto de equivalencia. Colores y rango de pH aproximado de algunos indicadores ácido-base Cambio del color del indicador azul de bromotimol básico ácido 2 unidades de pH Curva del valoración de un ácido fuerte con una base fuerte Intervalo de pH en el cual se produce el cambio de color Intervalo de pH en el cual se produce el cambio de color 16.5 Curva del valoración de un ácido poliprótico Valoración de 40 mL de H2SO3 0.1M con NaOH 0.1M pKa = 7.19 pKa = 1.85