unidad didáctica 2

UNIDAD DIDÁCTICA

ÁCIDO - BASE

ÍNDICE

Introducción.

Objetivos formativos. Mapa conceptual.

Desarrollo de los contenidos:

Teoría de Arrhenius y de Brönsted y Lowry.

Concepto de pH. Indicadores.

Hidrólisis.

Valoraciones ácido-base.

Problemas.

Resultados.

Títulos de crédito.

INTRODUCCIÓN

En esta unidad didáctica vas a aprender a diferenciar entre las distintas sustancias, tres grandes grupos:

Ácidos.
Bases.
Sales

Estos tres tipos de sustancias son muy comunes en la vida cotidiana de cualquier persona, de ahí la importancia de conocerlas bien, saber como contrarrestar sus efectos y hacer un buen uso de ellas.

Como ejemplo de ácido podemos nombrar el "vinagre", que es el ácido acético, como ejemplo de base podemos nombrar el "amoniaco", el producto de limpieza del hogar cuyo nombre químico es amoniaco y como ejemplo de sal tenemos la "sal común" que se usa de manera cotidiana en la cocina, que es el cloruro sódico.

Todas estas sustancias tienen una gran importancia, ya que podemos, haciendo un mal uso de ellas llegar a quemarnos o causarnos algunas enfermedades.

Para evitar dichos problemas has de saber qué fortaleza tiene cada sustancia y como se puede neutralizar, cosa que aprenderás en esta lección.

Esta unidad didáctica va enfocada a alumnos de 1º de Bachiller y a cualquier persona que esté interesada en conocer , a nivel químico, un poco mejor , las sustancias que maneja en su vida diaria.

OBJETIVOS FORMATIVOS

Los objetivos de esta unidad didáctica son los siguientes:

Que aprendas el concepto de ácido y que reconozcas sustancias ácidas.
Que aprendas el concepto de base y que reconozcas sustancias básicas.
Que aprendas el concepto de sal y que reconozcas qué sustancias son sales.
Que aprendas el concepto de pH y saber hacer uso de él.
Que aprendas el concepto de indicador y para qué sirve.
Que aprendas el concepto de hidrólisis y su importancia en la vida real.
Que aprendas el concepto de valoración ácido-base y su importancia en la vida real.

DESARROLLO DE LOS CONTENIDOS

1. TEORÍAS DE ARRHENIUS Y DE BRÖNSTED Y LOWRY DE ÁCIDOS Y BASES.

Según Arrhenius:

Ácido.- Es una sustancia que se disocia, produciendo iones hidrógeno H⁺.

Ej) HCl « Cl^-+ H⁺

HNO_{3 «}NO₃^-+ H^-

Base.- Es una sustancia que se disocia, produciendo iones hidroxilo OH^-.

Ej) NaOH « Na⁺ + OH^-

LiOH « Li⁺ + OH^-

Según Brönsted y Lowry:

Ácido.- Es una sustancia capaz de ceder un protón ( a una base ).

Ej) HCl + H₂O « Cl^-+ H₃O⁺

Base.- Es una sustancia capaz de aceptar un protón ( de un ácido ).

Ej) NH₃+ H₂O « NH₄⁺ +OH^-

El ión hidrógeno, al ser tan pequeño, en disolución acuosa se encuentra hidratado, dando el ión hidronio.

H⁺ + H₂O « H₃O⁺

Los ácidos y las bases pueden ser más o menos fuertes y las reacciones suelen ser rápidas en alcanzar el equilibrio.

A las disoluciones acuosas de ácidos y bases se les puede aplicar las relaciones habituales de los equilibrios químicos.

1. Para la disociación de un ácido cualquiera HA: HA « A^- + H⁺ ; K_a = [A^-]^´[H⁺] / [HA] 2. Para la disociación de una base cualquiera BOH:

BOH « B⁺ + OH^- ; K_b = [B⁺] ´ [OH^-] / [BOH]

Hemos dicho que los ácidos y las bases pueden ser más o menos fuertes. La fortaleza de ellos, vendrá dada por las constantes de equilibrio. Podemos observar que cuanto mayor sea la concentración de iones hidrógeno libres, mayor es el valor de la constante; por tanto, un ácido será tanto más fuerte cuanto mayor sea el valor de la constante de acidez. Lo mismo podemos decir del caso de las bases.

Hay que señalar que en todas estas reacciones un ácido produce una base conjugada y una base produce un ácido conjugado. Tomemos el ejemplo del ácido acético:

CH₃ - COOH + H₂O « CH₃COO^- + H₃O⁺
^a1 ^b 2 ^b1 ^a2

Si ponemos el acetato en disolución acuosa:
CH₃ - COO^- + H₂O « CH₃ - COOH + OH^- Podemos observar cómo el acético se comporta como ácido y el acetato como base. Estos pares ácido - base se denominan pares conjugados:
NH₃ + H₂O « NH₄⁺ + OH^-
^b₁^a₂^a1 ^b2 Además hay sustancias que al disolverse en agua presentan a la vez el carácter de ácidos débiles o de bases débiles, dependiendo del resultado de la acidez o basicidad del medio en que se encuentren. Estas sustancias se denominan anfolitos o anfóteros.
Ej) Al(OH)₃ « Al³⁺ + 3 OH^-

Aquí el hidróxido de aluminio actúa como base débil.

Ej) Al(OH)₃ « AlO₂^- + H₃O⁺

Aquí el hidróxido de aluminio actúa como ácido débil.

Frente a bases fuertes obtenemos lo siguiente:

Al(OH)₃ + NaOH « NaAlO₂ + 2 H₂O

Frente a ácidos fuertes obtenemos lo siguiente:

Al(OH)₃ + 3HCl « AlCl₃ + 3 H₂O

El agua tiene carácter anfótero, pudiendo actuar como ácido y como base. Como consecuencia está parcialmente ionizada. Es un electrolito débil. El equilibrio de autoionización es:
H₂O « H⁺ + OH^- K_w = [H⁺] ´ [OH^-]

En este equilibrio las concentraciones de los iones H⁺ y OH^- son muy pequeñas.

El valor de la constante de hidrólisis a 25ºC es 10^-14 mol²/l². En agua pura [H⁺] > [OH^-] y, por tanto, [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/l. Ejemplos de ácidos:

HClO₄ + H₂O « ClO₄^- + H₃O^+; K_a = 

HCN + H₂O « CN^- + H₃O⁺ ; K_a = 4’9 ´ 10^-10

Ejemplos de bases:

NaOH « Na⁺ + OH^- ; K_b = ¯ ¯

Ca(OH)₂ « Ca²⁺ + 2 OH^- ; K_b = ¯ ¯

2. CONCEPTO DE pH.

La concentración de iones H₃O⁺ en mol/l suelen variar entre los límites 10^-14 y 10⁰. Para expresar estas concentraciones mediante números sencillos Sörensen, en 1909 introdujo el concepto de pH.

pH se define como el logaritmo decimal, cambiado de signo de la concentración de iones H₃O⁺.

pH = -log[H₃O⁺]

Debido al signo negativo la escala de pH va en sentido contrario al de la concentración de H₃O⁺, es decir, que el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye [H₃O⁺], o sea la acidez.

Esto puede verse claramente en la tabla:

DISOLUCIÓN	pH	[H₃O⁺]	[OH^-]
Básica	14 13 12 11 10 9 8	10^-14 10^-13 10^-12 10^-11 10^-10 10^-9 10^-8	10⁰ = 1 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6
Neutra	7	10^-7	10^-7
Ácida	6 5 4 3 2 1 0	10^-6 10^-5 10^-4 10^-3 10^-2 10^-1 10^-0	10^-8 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

De la definición de disolución neutra, ácida o básica que hemos visto es evidente que a 25ºC:

Disolución neutra: pH = 7

Disolución ácida: pH < 7

Disolución básica. pH > 7

De la misma forma que el pH, se define también el pOH como el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración de iones OH^-.

pOH = -log [OH^-]

Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H₂O, se deduce que a 25ºC se cumple:

pH + pOH = 14

DISOLUCIÓN	pH
Disolución de HCl 1M	0,0
Jugo gástrico	1,4
Zumo de limón	2,1
Zumo de naranja	2,8
Vinagre	3,0
Vino	3,5
Zumo de tomate	4,1
Café	5,0
Orina	6,0
Agua de lluvia	6,5
Leche	6,9
Agua pura a 25ºC	7,0
Sangre	7,4
Agua de mar	8,5
Agua jabonosa	9,0
Amoniaco doméstico	12,0
Disolución de NaOH 1M	14,0

- Indicadores -

El valor del pH de una disolución tiene una gran influencia en muchos procesos químicos y biológicos , por la que su conocimiento es muy importante. Solo en los casos sencillos de disoluciones preparados puede calcularse el pH. En la mayoría de los casos prácticos tanto industriales como biológicos, es necesario medir el pH, lo que se hace con unos aparatos especiales llamados pehachímetros.

De una manera aproximada puede conocerse el pH de una disolución utilizando los indicadores, que son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos complejos, cuyo valor cambia con el pH del medio en que se encuentre. Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido que se base conjugada.

Ej) Indicador del tipo ácido débil:

InH + H₂O « In^-+ H₃O⁺
Color 1 Color2

En el equilibrio el color que se ve es el color mezcla de 1 y 2, si la reacción está desplazada hacia la izquierda se ve el color 1, si la reacción está desplazada hacia la derecha se ve el color 2.

Para que se aprecie bien el cambio de color, las concentraciones de la forma ácida HIn y de la básica, In^- debe ser bastante deferente; luego, el cambio de color no se produce a un pH fijo, sino en un intervalo de pH de unas dos unidades.

Otro tipo de indicadores son los de papel.

3. HIDRÓLISIS

El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua y se produce la hidrólisis.

Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4 casos distintos:

Sal de ácido fuerte y base fuerte.

HCl + NaOH « NaCl + H₂O

^{Ej) NaCl, KI, NaNO3, etc.}

Al disolver NaCl en H₂O se disocian completamente los iones Na⁺ y Cl^-. El anión Cl^- es una base débil conjugada de un ácido muy fuerte HCl, mucho más débil que el H₂O, por lo que no reacciona con esta. Tampoco reacciona con el agua el catión Na⁺. Es decir, que los iones Na⁺ y Cl^- son muy estables en disolución acuosa y no sufren hidrólisis.

Na⁺ + H₂O ® No reacciona.

Cl^- + H₂O ® No reacciona

Sal de ácido fuerte y base débil.

HCl + NH₃ « NH₄⁺ Cl^-

^{Ej) NH4Cl, NH4NO3, etc.}

Sal de ácido débil y base fuerte.

HCH₃COO + NaOH « Na⁺CH₃COO^-

^{Ej) NaCH3COO, KCN, Na2CO3, etc.}

Sal de ácido débil y base débil.

HCH₃COO + NH₃ « NH₄⁺ + CH₃COO^-

^{Ej) NH4CH3COO,NH4CO3}

4. VALORACIONES ÁCIDO - BASE.

Un método muy sencillo para determinar la concentración desconocida de un ácido (o base) en una disolución, consiste en medir el volumen de otra disolución de concentración conocida de una base (o de ácido) que se necesita para su neutralización. Este procedimiento se llama valoración ácido - base.

Las valoraciones ácido - base tienen su fundamento en el cambio brusco de la concentración de iones H₃O⁺, que se produce en el punto final de la reacción de neutralización o punto de equivalencia.

Ej) Valoramos HCl con NaOH.

Valoramos 50 cm³ de una disolución 0,1M de HCl con otra disolución 0,1M de NaOH.

La concentración inicial de iones H₃O⁺ es 0,1M (ácido fuerte disociación total) su pH =1, al ir añadiendo disolución de NaOH se va neutralizando el HCl, pero el pH varía muy poco. En el punto de equivalencia el pH=7, o sea, obtenemos la neutralización. En cuanto se añade un exceso pequeño, el pH varía mucho y si añadimos un gran exceso casi no varía.

Ej) Valoramos NaOH con HCl.

La curva que se obtiene es al contrario en este caso.

Añadimos un indicador a la disolución a valorar para detectar el punto de equivalencia.

PROBLEMAS

1º) Una disolución de un ácido monoprótico del tipo HA titulado 0,2M, tiene una constante de disociación k=5´ 10^-4. ¿Cuál será la concentración de HA, A^-, y H⁺?

2º) En una disolución de amoniaco titulada 0,2M deducir las concentraciones de NH₃, NH₄⁺, y OH^-, sabiendo que la k_b=1,8´ 10^-5.

3º) ¿Cuál será el pH de una disolución de ácido nítrico 0,2M?

4º) Calcular el pH de una disolución acuosa 0,1M de ácido acético. Dato k_a=1,8´ 10^-5.

5º) Calcular la concentración del HCl, si para valorar 50ml hemos necesitado 35ml de una disolución de KOH 0,2M.

6º) Calcular el pH de una disolución 0,2M de H₂SO₄.

7º) Calcular el pH de una disolución de ácido H₃PO₄ 1´ 10^-2.

8º) Calcular el pH de las siguientes disoluciones acuosas:

a. 0,055M de HNO_3.

b. 0,025M de KOH.

9º) Calcular el pH de una disolución 0,1M de NH_3,sabiendo que k_b= 1,8´ 10^-5.

RESULTADOS

1º) AH + H₂O « A^- + H₃O⁺
0,2 0 0
0,2-X X X

k_a= [A^-] ´ [H⁺] / [AH]

5´ 10^-4= X²/ (0,2 - X)

1´ 10^-4 - 5´ 10^{-4 ´}X= X² ; X² + 5´ 10^{-4 ´}X - 1´ 10^-4= 0

X = ( -5´ 10^-4_-⁺0,02 ) / 2; X₁ = 0,019 , X₂ = -0,010 (Solución no válida)

[H₃O⁺] = [A^-] = 0,0195

[AH] = 0,2 - 0,0195 = 0,1805

2º) NH₃ + H₂O « NH₄⁺ + OH^-
^{0.2

0          0}
^{0.2-X

X         X}

k_{b =}[NH₄^-] ´ [OH^-] / [NH₃] = X² / ( 0,2 - X )

1,8´ 10^-5 = X² / ( 0,2 - X )

3,6´ 10^-6- 1,8´ 10^{-5 ´}X = X²

X² + 1,8´ 10^-5´ X - 3,6´ 10^{-6 =}0

X= ( -1,8´ 10^-5 +- 0,0038 ) / 2 , X₁=0,0018, X₂=-0,0019 ( Solución no válida)

[OH^-] = [NH₄⁺]= 1,8´ 10^-3mol/l

[NH₃]= 0,1982 mol/l

3º) HNO₃ + H₂O « NO₃^-+ H₃O⁺

[HNO₃] = [H₃O⁺] = 0,2M

pH = -log [H₃O⁺] = -log(0,2) = 0,7 = pH

4º) CH₃COOH + H₂O « CH₃COO^- + H₃O^-
^{0.1-X

X X}

k_a= [CH₃COO^-]´ [H₃O⁺] / [CH₃COOH]

k_a = X ´ X / ( 0,1 - X ) = 1,8´ 10^-5;

1,8´ 10^-5 = X² / 0,1 ; X= [H₃O⁺] = 1,34´ 10^-3

pH = -log [H₃O⁺] = -log ( 1,34´ 10^-3) = 2,9 = pH

5º) N´ V = N^{’ ´}V^’

N= 0,2´ 35 / 50 = 0,14 N = [HCl]

6º) H₂SO₄ « 2 H⁺ + SO₄^2-
^2X

pH = -log [H₃O⁺] = -log ( 2 ´ 0,2 ) = 0,4 = pH

7º) 3 H₂O + H₃PO₄ « 3 H₃O⁺ + PO₄^3-
^3X

pH = -log [H₃O⁺] = -log ( 3 ´ 1´ 10^-2 ) = 1,5 = pH

8º) a. Se trata de un ácido fuerte, HNO₃, por lo que se supone completa la disociación.

HNO₃+ H₂O « NO₃^- + H₃O⁺

[HNO₃ = [H₃O⁺] = 0,055M

pH = - log [H₃O⁺] = -log ( 5,5 ´ 10^-2) = 1,26 = pH

b. Se trata de una base fuerte KOH, por lo que la disociación se supone completa. KOH + H₂O « K⁺ + H₂O + OH^-

[KOH] = [OH^-] = 0,025

[H₃O⁺] ´ [OH^-] = k_w

[H₃O⁺] = k_w/ [OH^-] = 1,0´ 10 ^-14 / 0,025 = 4,0 ´ 10^-13

pH = -log [H₃O⁺] = -log ( 4,0´ 10^-13 ) = 12,40 = pH

Otra forma de hacerlo:

pOH = -log [OH^-] = -log ( 2,5´ 10^-2) = 1,60

pH = 14 -pOH = 14 - 1,60 = 12,40 = pH

9º) NH₃ + H₂O « NH₄⁺ + OH^-
^{0.1-X

X X}

k_b = [NH₄⁺]´ [OH^-] / [NH₃] = X´ X / (0,1 -X ) = X² / 0,1 = 1,8´ 10^-5

X = [OH^-] = 1,34´ 10^-3M

[H₃O⁺] = k_w / [OH^-] = 10^-14 / 1,34´ 10^-3 = 7,46´ 10^-12M

pH = -log [H₃O^-] = -log ( 7,46´ 10^-12 ) = 11,13 = pH

Otra forma de hacerlo:

pOH 0 -log [OH^-] = -log (1,34´ 10^-3) = 2,87

pH = 14 -pOH = 14 - 2,87 = 11,13 = pH

Diseño y elaboración:

Manuela Arrebola Jiménez.
Licenciada en Ciencias Químicas.

Universidad de Granada:
Curso: Aplicaciones Educativas de las Nuevas Tecnologías Informático- Digitales: Internet, Multimedia y Diseño Gráfico.

Director: Dr. Manuel Lorenzo Delgado.
Coordinador: Dr. José Antonio Ortega Carrillo.