Equilibrios ácido base

Equilibrios ácido base

Características

ÁCIDOS:

 Tienen sabor agrio.

 Son corrosivos para la piel.

 Enrojecen ciertos colorantes vegetales.

 Disuelven sustancias

 Atacan a los metales desprendiendo H2.

 Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

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.

DEFINICIÓN DE ARRHENIUS:

 Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”.

 Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.

 ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.

 BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

DISOCIACIÓN:

 ÁCIDOS:

AH (en disolución acuosa)  A– + H+

Ejemplos:

HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+

H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

 BASES:

BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–

Ejemplo:

NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

NEUTRALIZACIÓN:

 Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:

 H+ + OH– — H2O

 El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

 NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY:

 ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”.

 BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”.

PAR ÁCIDO/BASE CONJUGADO

 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+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

TEORÍA DE LEWIS

ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Equilibrio de ionización del agua.La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac)

H3O+ • OH– Kc = —————— H2O2Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos KW = KC • H2O2 conocido como “producto iónico del agua”

Concepto de pOH.

A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH para medir los iones hidroxido:

Como KW = H3O+ • OH– = 10–14 M2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:

pH + pOH = 14

para una temperatura de 25ºC y a una presión de 1 atm.

AMORTIGUADORES DE PH

Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que meramente con un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula se puede producir un paro en la actividad de las enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.1

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertesLos amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:

un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico)

una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)

La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos.

Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua

Cambio de pH tras añadir ácido/base a una disolución amortiguadora

Se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. Para el cálculo del pH, se debe saber el pKa del ácido y la relación entre la concentración de sal y ácido, como se observa a continuación

disponemos de una determinada cantidad de un ácido débil, por ejemplo, ácido láctico de concentración 10 mM. Sabemos, que la concentración de su sal conjugada, el lactato, es de 2 mM y que el pKa ácido del ácido láctico és 3,86. Por tanto, podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin

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