TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES.

• INTRODUCCIÓN.

• TEORÍAS ÁCIDO-BASE. COMPARACIÓN.

• FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
  

• K DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.

• CONCETO DE pH.

• CÁLCULO DEL pH DE ÁCIDOS Y BASES EN DISOLUCIÓN
  

• HIDRÓLISIS. CÁLCULO DEL pH DE SALES EN DISOLUCIÓN
  

• “DISOLUCIONES REGULADORAS”.

• VALORACIONES ÁCIDO-BASE. INDICADORES.

INTRODUCCIÓN.

Equilibrio químico
EQUILIBRIO IÓNICO

Electrolitos

TEORÍAS ÁCIDO BASE. COMPARACIÓN.

: Equilibrio iónico.

Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno

Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo

Neutralización:

Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.

Base: Toda especie capaz de aceptar protones.

Reacción: Transferencia de protones.

• Surge la idea de ácido-base conjugados.

• Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:

• Las sustancias pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo de la sustancia a la que se les enfrente.

• Brönsted llamó a los ácidos y a las bases PROTOLITOS, y al sistema ácido-base, SISTEMA PROTOLÍTICO.

tanto los ácido como las bases pueden estar cargados posit. o negat.

• Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman ANFOLITOS, ANFÓTEROS o ANFIPRÓTICOS.

No todas las reacciónes ácido-base implicaban transferencia de protones, y sin embargo, si se formaba siempre un enlace covalente dativo.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlaces covalentes dativos.

Son ácidos de Lewis:

• Cationes sencillos:
  

• Sustancias con orbitales incompletos:
  .

COMPARATIVA DE TEORÍAS:

Arrhenius-Brönsted: (comparación)

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.

• Ácido fuerte: Aquél que tuviese gran tendencia a ceder un protón.

• Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.

ÁCIDOS:

1 litro de disolución muy diluida

• Cuanto mayor sea
  , más disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).

BASES:

Constante de autoprotólisis del agua.

Estudiemos el par

EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).

Se disocian en agua, prácticamente en un 100%: Ácidos fuertes.

El
ejerce un efecto diferenciador entre el ,
, y el HF.

El
ejerce un efecto nivelador entre el HI y el HBr.

Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:

El AcH ejerce efecto diferenciador entrte los tres.

Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:

El
ejerce efecto nivelador entre los tres.

• A través de la utilización de varios disolventes, se ha podido establecer la fuerza de los ácidos, por orden de fuerza, que en
  no se distinguían debido a su gran fuerza:

CONSTANTE DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.

Producto iónico del agua (depende de la Tª.).

Disolución neutra.

Disolución ácida.

CONCEPTO DE pH.

Sörensen buscó una forma de trabajar con números más sencillos para las concentraciones de

El concepto de pH se usa también para otro tipo de concentraciones:

Disolución ácida
; disolución neutra
; disolución básica
.

CÁLCULO DEL pH.

Si ocurre:

HIDRÓLISIS.

• Ácidos diprótidos:

sólo tenemos en cuenta el primer equilibrio, el segundo, es despreciable.

CÁLCULO DEL pH DE SALES.

Las sales se disocian completamente (excepto aquéllas que mantiene equilibrios de solubilidad, y que no veremos en este tema); según los iones en que se disocian provengan de ácidos o bases, fuertes o débiles, procederemos de la misma forma que en cálculo del pH de ácidos o bases.

DISOLUCIONES REGULADORAS.

VALORACIONES ÁCIDO-BASE.

Si queremos conocer la concentración de una sustancia (elemento o compuesto), en una muestra problema, podemos acudir a un proceso de medida cuantitativa que se llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA.

Hay tres tipos de volumetrías:

• Ácido-base.

• Oxidación-reducción.

• Precipitación o de formación de complejos.

ÁCIDO-BASE O DE NEUTRALIZACIÓN:

Hacemos reaccionar un ácido con una base o viceversa.

El punto en el cual las concentraciones de ácido y base son equivalentes (se neutralizan el uno al otro completamente), se llama punto final de la valoración o PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO.

En ese punto o punto de equivalencia, el cambio de pH es muy brusco.

INDICADORES.

Se utilizan para determinar el punto de equivalencia. Los hay de dos tipos:

• Físicos
  

• Químicos
  

Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles que cambian de color dentro de un pequeño intervalo de pH. Suelen ser sustancias orgánicas, muy solubles en agua y estables químicamente.

Para que se vea uno u otro color, la relación entre la forma básica y la forma ácida ha de ser
.

Medio ácido:

Medio básico:

Medio neutro:

a)

b)

c)

Rojo fenol