EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE.

1ª) ÁCEDO-BASE: TEORÍAS DE ARRHENIUS E BRONSTED-LOWRY.

a) Electrolitos: un dos equilibrios máis importantes a estudar son o dunhas sustancias chamadas clásicamente ácedos e bases. Interveñen en gran nº de reaccións químicas actuando como reactivos propios ou como catalizadores. Poseen propiedades antagónicas, de tal xeito que dende un ponto de vista histórico, a súa clasificación baseouse nas súas propiedades

Unha das características máis salientabeis destas sustancias é que en disolución acuosa electrolízanse, é decir, as moléculas de ácedo ou de base desprenden ou gañan átomos ou grupos de átomos dando lugar a ións na disolución. Podemos ter electrolitos fortes ou electrolitos febles (cando se forma un equilibrio)

b) Teoría de Arrhenius: segundo ésta teoría de finais do século XIX (1887), Arrheius considera que os ácedos e bases en disolución acuosa se disocian para dar ións na disolución.

• ácedo é toda sustancia que en disolución acuosa libera ións H+1. Isto implica que a molécula de ácedo terá na súa estructura H: HCl, HF, HBr, HI, HNO3, HNO2, H2SO4, H2SO3, H2CO3, HAc,…

• base é toda sustancia que en disolución acuosa libera ións OH-1 (hidroxilo), o cal implica que a molécula de base terá grupos OH: NaOH, KOH, NH4(OH), Ca(OH)2, Mg(OH)2,…

• neutralización será a reacción entre un ácedo e unha base para dar unha sal e auga, neutralizándose as propiedades do ácedo e da base:

• defectos da teoría de Arrhenius:

-só considera á auga como o único disolvente: hai outros disolventes como o amoniaco

-hai sustancias como o NH3 que se comportan como bases e non poseen grupos OH. Igualmente lle pasaba ao Na2CO3, que en disolución acuosa adquire carácter básico, neutralizando aos ácedos.

-non explica as propiedades ácedas ou básicas dos ións

-non ten en conta a fortaleza ou febleza dos ácedos e bases

c) Teoría de Bronsted-Lowry: data de 1923 e mellora ampliamente a concepción de Arrhenius sobor de ácedos e bases:

• ácedo é toda sustancia que cede H+1 ao medio no que se atopa

• base é toda sustancia que capta H+1 do medio no que se atopa

Tendo en conta todo isto, a nova teoría implica que nun mesmo medio teñen que existir conxuntamente tanto o ácedo como a base. Isto implica a existencia dos pares ácedo-base conxugados. Así un ácedo reacciona cunha base e unha base reacciona cun ácedo. Isto implica que unha sustancia será tanto máis áceda ou máis básica en función de con quen se enfronte. Incluso pode haber sustancias que se comporten como un ácedo ou como unha base segundo con quen se enfronte. A isto chámaselle sustancias Anfóteras (por exemplo a auga). Igualmente e por exemplo, o HAc pode ser un ácedo feble ( fronte a auga) ou un ácedo forte (fronte ao NH3):

Exemplos de ácedos e bases de Bronsted-Lowry:

• ácedos: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HNO2, HNO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4, HAc, H3BO3,…

• bases: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, NH4(OH), NH3, CH3NH2, …

2ª) EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE. Ka e Kb.

Segundo a teoría de Bronsted-Lowry, pode haber ácedos e bases fortes (que están totalmente disociados co equilibrio desplazadado hacia a esquerda) e ácedos e bases febles (nos que aparece un equilibrio de disociación). A fortaleza ou febleza dun ácedo ou dunha base hai que medila fronte a un disolvente de referencia que soe ser a auga.

• se un ácedo é forte, a súa base conxugada é feble, e viceversa

• se unha base é forte, o seu ácedo conxugado é feble, e viceversa

A fortaleza ou febleza dun ácedo e dunha base mídese usando as constantes de equilibrio Ka e Kb.

a) Equilibrio para un ácedo: supoñendo un ácedo HA disolto en auga, teremos:

!
!

e tendo en conta que

Canto maior sexa o valor de Ka, mais forte será o ácedo

b) Equilibrio para unha base: supoñendo unha base B disolta en auga, teremos:

e tendo en conta que

Canto máis grande sexa Kb, máis forte será a base

c) Equilibrio para ácedos polipróticos:

Ás veces os ácedos poden desprender máis dun protón á disolución. Isto ocorre cando na súa molécula hai máis dun H+1. Conforme vaia perdendo protóns, o carácter ácedo da sustancia vai disminuindo, disminuindo as sucesivas constantes de equilibrio. Para analizar isto, imos ver o exemplo do ácedo carbónico:

I) primeira disociación:

II) segunda disociación:

III) combinando ambas reaccións, obtense a reacción global:

Obsérvse que K1 > K2

Ácedos fortes: HCl, HBr, HNO3, H2SO4

Bases fortes: NaOH, KOH

3ª) PRODUCTO IÓNICO DA AUGA. pH, pOH, pKW.

A auga pura considérase que é unha sustancia que non conduce a corriente eléctrica, pero na práctica obsérvase que isto non é así. A auga pura presenta unha pequena conductividade, e isto é debido a que nela hai presentes ións que conducen ou transportan a corriente.

Todo isto pode explicarse polo proceso de autoionización da auga :

e tendo en conta que

Éste concepto sérvenos para facer unha medida da
dunha disolución. Definimos así un novo concepto que é o pH e o pOH

A partires da definición de KW, teremos:

e introducindo -log:

Así temos unha escala de medida do pH que oscila entre 0 e 14, que nos indica se a disolución é áceda, básica ou neutra:

Aplicando éste concepto a un ácedo ou unha base, teremos:

!
!

Escala de pH:

4ª) HIDRÓLISE.

Ao disolver unha sal en auga, a sal disóciase dando os ións correspondentes. En principio, cabería esperar un pH da disolución neutro, pero isto non é así porque os electrolitos procedentes da sal poden reaccionar coa auga e dar ións H+1 ou OH-1. Poden darse catro posibilidades:

a) Sal derivada de ácedo e base forte: o exemplo típico é o NaCl que procede do HCl e do NaOH.

Os ións Na+1 e Cl-1 non reaccionan coa auga por proceder de ácedo e base forte. Así o pH da disolución será neutro.

b) Sal derivada de ácedo feble e base forte: é o caso do NaAc, procedente do NaOH (base forte) e do HAc (ácedo feble).

Os ións Na+1 non reaccionan coa auga, pero os ións Ac-1 si, formándose un equilibrio porque o Ac-1 procede dun ácedo feble:

e como
entón

!

Cómo na disolución aparecen ións OH-1 , o pH será básico

c) Sal derivada de ácedo forte e base feble: é o caso do NH4Cl, procedente do HCl e do NH3.

Os ións Cl-1 non reaccionan coa auga pero os ións NH4+1 sí, por proceder dunha base feble.

Seguindo o mesmo mecanismo que no apartado anterior:

!

Cómo na disolución aparecen ións H+1 o pH será ácedo

d) Sal procedente de ácedo e base febles: éste é o caso do NH4Ac, derivado do AcH e do NH3, ámbos sustancias febles:

Tanto os ións NH4+1 como os Ac-1 reaccionan coa auga:

Sumando ámbas reaccións e usando o mesmo proceso que en apartados anteriores:

!

O pH da disolución será ácedo ou básico en función dos valores de Ka e Kb.

5ª) DISOLUCIÓNS REGULADORAS.

Tamén chamadas amortecedoras, son aquelas disolucións que permiten manter constante o pH da disolución cando se engaden pequenas cantidades de ácedo ou de base.

As disolucións amortecedoras están formadas por un ácedo feble e unha sal súa (AcH / AcNa) ou unha base feble e unha sal súa (NH3 / NH4Cl).

a) Disolución amortecedora de sal e ácedo feble: é o caso do sistema AcH / AcNa. Na disolución aparecen os seguintes equilibrios:

Como * <  por que o equilibrio está desplazado hacia a esquerda, podemos por o seguinte:

Aplicando éstes conceptos á constante de equilibrio:

! despexando
, e introducindo -log, teremos:

!

• ao engadir unha base os OH-1 reaccionan cos H+1 da disolución, e así o AcH disóciase para repor a ese H+1 perdidos, desplazando o equilibrio á dereita.

• ao engadir un ácedo os ións H+1 en exceso reaccionan cos ións Ac-1 desplazando o equilibrio cara á esquerda.

b) Disolución amortecedora de sal e base feble: é o caso do NH3 / NH4Cl. Na disolución aparecen os seguintes equilibrios:

Como * <  por que o equilibrio está desplazado hacia a esquerda, podemos por o seguinte:

Aplicando éstes conceptos á constante de equilibrio, teremos:

! despexando
e introducindo -log, teremos:

!

• ao engadir un ácedo á disolución, os ións H+1 liberados en exceso reaccionan cos OH-1, e así o NH3 reacciona para repor eses OH-1, e desplazando o equilibrio hacia á dereita

• ao engadir unha base á disolución os ións OH-1 en exceso reaccionan cos NH4+1, desplazando o equilibrio hacia a esquerda.

6ª) VALORACIÓNS ÁCEDO-BASE. INDICADORES.

a) Indicadores: son sustancias orgánicas que canbian de cor segundo sexa o pH da disolución. Son ácedos ou bases febles que sofren un equilibrio de disociación. Vexamos o exemplo do laranxa de metilo:

En principio temos o equilibrio na disolución cunha mestura de ambas formas, por iso a cor da disolución é laranxa. Se agora se engade un ácedo o equilibrio desplázase á esquerda e a disolución toma unha cor bermella. Pola contra ao engadir unha base á disolución o equilibrio desplazase á dereita e a disolución toma unha cor amarela.

O cambio de cor na disolución non se produce a un pH fixo, senón nun intervalo de pH de dúas unidades.

Os indicadores máis usados son: laranxa de metilo, fenolftaleína e tornasol:

Fenolftaleína:

Laranxa de metilo:

Tornasol:

Para preparar unha disolución de iidicador, realízase a súa disolución acuosa ao 0,1 %, con adición de alcohol ata a disolución completa

Existe o chamado indicador universal, que é unha mestura de varios indicadores, que vai cambiando de cor segundo sexa o pH da disolución. Algúns exemplos de valores de pH son:

b) Valoración ácedo-base: consiste na medida da concentración dun ácedo ou dunha base a partires do proceso de neutralización. Aplicado ao caso do HCl e do NaOH, teremos:

Nun matraz Erlenmeyer colócase un volume coñecido de NaOH de concentración descoñecida xunto cunha pingas de indicador Fenolftaleína. A disolución tomará cor rosada. Nunha bureta introdúcese HCl de concentración coñecida. Ábrese o paso da bureta e o HCl empeza a neutralizar á NaOH, ata que a disolución cambia de cor a incolora, indicando que a reacción xa rematou.

O lugar do pH onde se produce a neutralización chámase zona de equivalencia e non se produce a un pH fixo senón nun intervalo de pH en torno ao valor 7. O salto de pH é moi brusco, porque basta unha pequena cantidade de HCl para variar enormemente a concentración dos ións H+1.

Para éste caso, como a reacción é mol a mol:

pH

14

13

12

11

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

0

Volume de ácedo engadido

Se o proceso foxe con ácedos ou bases febles, a zona de equivalencia estaría desplazada hacia pH ácedos ou básicos

TÁBOA DE INDICADORES

INDICADOR	COR DA FORMA ÁCEDA	VIRAXE DO pH	COR DA FORMA BÁSICA
Amarelo de metanilo Alaranxado de bencilo Azul de bromofenol Roxo congo Laranxa de metilo Roxo de metilo Roxo de propilo p-nitrofenol Púrpura de bromocresol Roxo de bromofenol Roxo de clorofenol Azul de bromotimol m-nitrofenol Roxo neutro Roxo de fenol -naftolftaleina Púrpura de m-cresol Fenolftaleina Timolftaleina Violeta de -naftol Amarelo de alizarina R Amarelo de alizarina GG Nitramina Amarelo de resorcina	Roxo Roxo Amarelo Azul Roxo Roxo Roxo Incoloro Amarelo Amarelo Amarelo Amarelo Incoloro Roxo Amarelo Pardo Amarelo Incoloro Incoloro Amarelo Amarelo Amarelo Incoloro Amarelo	1,2 - 2,3 1,9 - 3,3 3,0 - 4,6 3,0 - 5,0 3,1 - 4,4 4,2 - 6,3 4,6 - 6,6 4,7 - 7,9 4,8 - 6,8 4,8 - 6,8 5,0 - 6,9 6,0 - 7,6 6,6 - 8,6 6,8 - 8,0 6,8 - 8,4 7,3 - 8,7 7,6 - 9,2 8,3 - 10,0 9,3 - 10,5 10,0 - 12,0 10,0 - 12,1 10,0 - 12,0 10,8 - 13,0 11,1 - 12,7	Amarelo Amarelo Violeta Roxo Amarelo Amarelo Amarelo Amarelo Púrpura Púrpura Púrpura Azul Amarelo Amarelo Roxo Verde Púrpura Roxo Azul Violeta Pardo Laranxa Pardo laranxa

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN A 25 ºC

NOME	ÁCEDO
Ác. Etanoico (Acético) Ac. Metanoico Ac. Oxálico Ac. Propanoico Ac. Benzoico Ac. Cianhídrico Ac. Carbónico Ac. Arsenoico Ac. Sulfhídrico Ac. Hipocloroso Ac. Nitroso Ac. Fosfórico Ac. Fluorhídrico Ac. Sulfuroso Ac. Sulfúrico	CH3 - COOH H - COOH C2O4H2 CH3 - CH2 - COOH C6H5 - COOH HCN H2CO3 H3AsO4 H2S HClO HNO2 H3PO4 HF H2SO3 H2SO4	1,8.10-5 2,1.10-4 3,8.10-2 1,4.10-5 5,5.10-10 4,93.10-10 3,3.10-7 5.10-3 1,07.10-7 3,2.10-8 4,5.10-4 1,1.10-2 7.10-4 1,7.10-2 "	4,9.10-5 5.10-11 4.10-5 1,3.10-13 2.10-7 5.10-6 1,3.10-2	6.10-10 3,6.10-13
NOME	BASE
Amoniaco Metil amina Etil amina Dimetil amina Dietil amina	NH3 CH3NH2 C2H5NH2 (CH3)2NH (C2H5)2NH	1,77.10-5 4,4.10-4 5,6.10-4 7,4.10-4 1,3.10-3

EXERCÍCIOS EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE

1ª) Das seguintes especies químicas, indica as que actuarán como ácedos, como bases ou como sustancias anfóteras:

2ª) Calcula a concentración de cada unha das especies dunha disolución 0,1 molar de HBr.

Solución: [H+]= 0,1 molar [Br-]= 0,1 molar [OH-]= 10-13 molar

3ª) Calcula a concentración de cada unha das especies que hai presentes nunha disolución 0,1 molar de HF, sabendo que Ka = 7.10-4 a 25 ºC.

Solución: [H+]= 8.10-3 [F-]= 8.10-3 [OH-]= 1,25.10-12 [HF-]= 0,092

4ª) Calcula o pH e o grao de disociación  para as seguintes disolucións:

a) disolución 0,125 molar de H2SO4

b) disolución 0,25 molar de KOH

c) disolución 0,05 molar de AcH sabendo que Ka = 1,8.10-5

d) disolución 0,2 molar de NH3 sabendo que Kb = 1,77.10-5

5ª) No laboratorio hai unha disolución 0,2 molar dun ácedo descoñecido AH, e ao medir o pH da disolución obtemos un valor de 1,72. Calcula:

pKa do ácedo

porcentaxe de ionización

Solución: 2,7 9,5%

6ª) Calcula o pH dunha disolución acuosa de AcNa 1 molar, sabendo que a constante de acidez do AcH vale Ka = 1,8.10-5. Solución: 9,37

7ª) Unha disolución de NaClO ten un pH de 10,29. Sabendo que a constante de acidez do HClO vale Ka = 3,2.10-8. Calcula a constante de hidrólise ( Kh ) e o grao de disociación (  ).

Solución: 3,125.10-7 1,6.10-3

8ª) Mestúranse 100 cm3 dunha disolución de AcH 1 molar con 300 cm3 dunha disolución de AcNa 1 molar. Calcula o pH da disolución reguladora. Ka = 1,8.10-5. Solución: 5,22

9ª) Calcula o pH que haberá nunha disolución cando se engade 1 cm3 de HCl 1 molar a 1 litro de:

auga pura

unha disolución reguladora de ácedo acético (AcH) 0,5 molar e acetato de sodio (AcNa) 0,5 molar. Ka = 1,8.10-5

Solución: 3 4,742

10ª) Para neutralizar 25 cm3 dunha disolución acuosa de H2SO4 gastáronse 37,5 cm3 de disolución de NaOH 0,5 molar. Calcula a molaridade do H2SO4. Solución: 1,5 molar

11ª) No laboratorio mesturaronse 200 cm3 de HCl 0,12 molar con 300 cm3 de HCl 0,5 molar.

Calcula:

concentración de H+ da nova disolución

masa de NaOH necesaria para neutralizar 30 cm3 da anterior disolución

Solución: 0,348 molar 0,417 gramos

EXERCICIOS EQUILIBRIOS ÁCEDO - BASE (SELECTIVO)

1ª) ¿Cal das seguintes afirmacións, referidas a unha disolución 0,1 molar dun ácedo débil AH, parecenche correctas?. Razona a túa resposta:

a concentración do ión A- vale 0,1 molar

as concentracións das especies A- e H+ son iguais

pH da disolución vale 1

2ª) Dúas especies químicas AH e BH compórtanse como ácedos febles fronte á auga e as súas constantes de acidez son: KAH = 10-4 e KBH = 10-6.

¿cal das dúas sustancias é máis débil fronte á auga?

prepáranse dúas disolucións de ámbas sustancias con igual concentración. ¿Cal das dúas terá o pH máis baixo?

¿cal das dúas bases conxugadas de cada ácedo será máis forte en comparación coa auga?.

3ª) Calcula o pH das disolucións que resultan de mesturar:

volumes iguais de auga e de HCl 0,2 molar

volumes iguais de disolucións de NaOH 0,2 molar e HCl 0,2 molar

volumes iguais de disolucións de NaOH 0,4 molar e de HCl 0,2 molar

Solución: 1 7 13

4ª) Prepárase unha disolución de ácedo acético ( AcH ) disolvendo 3 moles desta sustancia en auga obtendo un volume final de disolución de 0,05 litros.

escrebe o proceso que ocorre en disolución

se a disolución ten pH = 2, calcula a concentración de protóns

obtén a constante de acidez Ka

Solución. 0,01 molar 1,7.10-5

5ª) Indica o procedemento a seguir e describa o material a empregar na preparación de 1 litro de disolución de NaOH de concentración 0,1 molar aproximada. Se 10 cm3 desta disolución ao valorarse con HCl 0,105 molar, necesitan 9,2 cm3 deste ácedo, ¿cal é a concentración exacta da disolución de NaOH?.

Solución: 0,0966 molar

6ª) (Setembro - 1997). Disponse de 20 cm3 de disolución de HCl 0,1 molar que se neutralizan exactamente con 10 cm3 de NaOH de concentración descoñecida. Describe as operacións a realizar no laboratorio e o material a usar para determiñar a concentración da base. ¿Canto vale a súa concentración?.¿Qué indicador se utilizaría na valoración?.¿Cal é o pH da disolución final?.

Solución: 0,2 molar fenolftaleína 7

7ª) (Setembro - 1997. LOXSE). Dispoñemos de tres frascos, que sabemos corresponden a tres disolucións acuosas: Tetraoxosulfato (VI) de amonio (sulfato de amonio); Trioxonitrato (V) de potasio (nitrato potásico) e Oxobromato (I) de sodio (hipobromito de sodio). ¿Cómo poderiamos distinguilos coa axuda de papel indicador ácedo-base?. Razoa a resposta.

Solución: neutra básica áceda

8ª) (Xuño - 1998). Indica razoadamente qué tipo de pH (ácedo, neutro ou básico) existirá no ponto de equivalencia das seguintes neutralizacións:

ácedo acético con hidróxido de sodio

ácedo clohídrico con amoniaco

ácedo nítrico con hidróxido de sodio

Solución: básico ácedo neutro

9ª) (Xuño - 1998). Completa os seguintes equilibrio ácedo - base de Brönsted-Lowry, caracterizando aos correspondentes pares ácedo - base conxugado:

10ª) (Setembro - 1998. LOXSE). Indica razoadamente, segundo a teoría de Bronsted, se as seguintes afirmacións son certas ou falsas:

Un ácedo e unha base conxugada reaccionan entre sí dando unha disolución neutra

Un ácedo e a súa base conxugada difiren nun protón. Pon un exemplo

A base conxugada dun ácedo forte é unha base forte. Pon un exemplo

11ª) (Xuño - 1999). Calcula a concentración molar e o pH dunha disolución de ácedo etanoico (ácedo acético), se éste está disociado nun 2,53%. Datos: Ka = 1,85.10-5. Solución: 0,0289 3,13

12ª) (Setembro - 2000. LOXSE). A 25 ºC o grao de ionización dunha disolución acuosa de ácedo etanoico (ácedo acético) 0,101 molar vale  = 0,0099. Calcula o pH da disolución e a constante de ionización do ácedo etanoico a esa temperatura. Solución: pH = 3 K = 9,89.10-6

13º) (Xuño - 2000. LOXSE). Define brevemente o concepto de disolución reguladora e sinala entre os seguintes pares de sustancias aqueles que formarán unha disolución reguladora: (a) ácedo clorhídrico/cloruro de sodio, (b) ácedo cinhídrico/cianuro de potasio, (c) ácedo nítrico (trioxonitrato V de hidróxeno)/nitrato de amonio (trioxonitrato V de amonio), (d) hidróxido de amonio/cloruro de amonio. Xustifica brevemente a resposta.

1

13

Equilibrios ácedo-base

Cor rosado

Incoloro

Ácedo das baterias dos coches

Xugo gástrico

Zumo de limón

Zumo de laranxa

Viño

Zumo de tomate

Chuvia áceda

Café

Auga da chuvia

Auga pura

Sange e saliva

Deterxente

Auga do mar

Xabón en pó

Amoniaco

Disolución de NaOH 1 molar