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6. Equilibrio Ácido-Base. 1 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6. Equilibrio Ácido-Base. 6.1 Introducción. Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted-Lowry. Teoría de Lewis. 6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. 6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. 6.4 Relación entre Ka, Kb y Kw. 6.5 Ácidos Polipróticos. 6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. CONTENIDOS. 2 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6. Equilibrio Ácido-Base. 6.7 Hidrólisis de Sales. 6.8 Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón. 6.9 Indicadores Ácido-Base 6.10 Valoraciones Ácido-Base. Volumetría. CONTENIDOS. 3 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Contexto histórico de los ácidos y las bases. • Usados desde la antigüedad. • Vinagres (acetos) y zumos de frutas como disolventes de metales en la cultura helenística (s.IVa.C – s.Ia.C). • Uso de sales, como el Natrón () como medio de deshidratación de las momias, por los egipcios. • Lejía de cenizas por egipcios y babilónicos. • Creación de la lejía de madera (Sosa + Potasa) por parte de los árabes, a través de las cenizas de la madera. Lixiviación. • Esta misma lejía, se utilizó en época de los romanos (Aqua Lixivia) 4 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Usados desde la antigüedad. • Geber, alquimista iraní del siglo VIII, estableció procedimientos de preparación del HCl, , . • En la Edad Media. • Desarrollo de técnicas de destilación. • Conocimiento de la corrosividad. • Proceso de purificación del ácido acético (espíritu del vinagre), aprendido de los árabes, así como el espíritu de la sal (ácido clorhídrico), espíritu del nitro (ácido nítrico), y espíritu del vitrolo (ácido sulfúrico). • Primeros experimentos con el Agua Regia (Ác. Clorhídrico + Ác. Nítrico), aunque su descripción formal de elaboración no fue hasta 1597 en el libro Alquimia. 5 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Químicos Modernos. • Redescubrimiento por Robert Boyleen el S.XVII que ciertas plantas cambiaban de color al entrar en contacto con ácidos y bases conocidos. • El sirope de violetas es azul por sí mismo, se vuelve rojo en contacto con un ácido, y verde en contacto con una base. • Esto supone una revolución científica en los ácidos y las bases, que ya no se conciben como un concepto circular entre ellos, si no que se debe tomar una 3ª referencia para su clasificación (Indicadores). • Antonie Lavoisier, en 1787, propone que los ácidos eran sustancias que contenían oxígeno. De hecho, Lavoisier nombró así al oxígeno, palabra griega que significa “formador de ácidos”. • Estudios posteriores, comprueban que el HCl no contenía oxígeno. Es John Davy, quien en 1810, aseguró que el H es el único elemento presente en todos los ácidos. 6 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Arrhenius en 1887, relaciona las propiedades de los ácidos con la presencia de hidrógenos libres, y las de las bases con hidroxilos libres, ambos iones. • Creación de una escala absoluta de acidez, en base a una constante de disociación electrolítica. • Brönsted y Lowry, en 1923,relacionan los ácidos con especies con una tendencia a donar protones, y las bases como especies con tendencia a aceptarlos. • Así, un ácido es fuerte en cuanto más tendencia tenga de donar protones, y una base es fuerte cuanta más tendencia tenga de aceptarlos. • Esa fortaleza es relativa, y solo se puede medir tomando como referencia una misma especia contraria. • Ácido 1 / Ácido 2 // Base Fuerza Ác1/ Fuerza Ác2 // (respecto a Base) 7 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • 1923. Postulados de Lewis. • La neutralización consiste en la formación de un enlace coordinado entre la base (donador de electrones) y el ácido (que los acepta). • No se trata de una teoría con un criterio absoluto, sino que también es relativo de una especie con la que se compare el efecto. • Propiedades fundamentales de los ácidos y las bases. 8 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Teoría de Arrhenius (1887) • Se basa en la disociación electrolítica. • Electrolitos ácidos, básicos o salinos, en disolución • acuosa se disocian en iones positivos y negativos. • Ácidos y Bases. • Ácido: Sustancia, HA, donador de protones • mediante su disociación en disolución acuosa. • Base: Sustancia, BOH, donador de iones • mediante su disociación en disolución acuosa. 9 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • 1. Ejemplos Ácidos de Arrhenius. 10 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • 2. Ejemplos Bases de Arrhenius. • 3. Reacción de Neutralización.Reacción entre un ácido y una base para dar agua y una sal. 11 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Teoría de Brönsted-Løwry (1923). • Nace para dar arreglo a las limitaciones de la teoría de Arrhenius, entre otras: • i) Según Arrhenius los conceptos de ácidos y bases, dependían del agua como disolvente, cuando se sabe que existen reacciones ácido-base en medios no acuosos. • ii) Además, existen sustancias con carácter ácida a pesar de no tener hidrógenos CO2, SO2. • iii) Otras sustancias, con carácter básico, sin tener como el NH3 • Según esta teoría, se concibe al ácido como aquella especie química, capaz de ceder un protón a otra sustancia; y a la base como toda especie química, capaz de aceptar un protón de otra. • Es así, como se entiende una reacción ácido-base, como una reacción de transferencia de protones. • Se trata de una teoría más satisfactoria y consistente, propuesta por los químicos Johannes Brönsted y Thomas Lowry, en 1923. 12 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Par Conjugado: formado por un ácido (de Brönsted) y su base conjugada (de Brönsted), o bien por una base y su ácido conjugado. • Siendo aquellos con el mismo subíndice los pares conjugados de la reacción. • Ejemplo 1. Ionización del Ácido Acético. • Ejemplo 2. Disolución del Amoniaco. • Ejemplo 3. Ionización del Ácido Perclórico. 13 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS. • Por lo que, según el criterio de Brönsted-Lowry, una especie ácida será fuerte si tiene mucha tendencia a ceder un a una especie , teniendo poca tendencia a aceptarlo para formar un ácido HA. • De igual modo, si la especie ácida tiene poca tendencia a ceder un a una especie , esta última especie capta fácilmente un , pasando fácilmente a la especie HA. • Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa, cuánto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada. 14 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS. • Ácidos Fuertes. Se ionizan por completo en disolución acuosa, debido a su gran tendencia a ceder HCl, , HBr, HI, • Ácidos Débiles. Se ionizan parcialmente en disolución acuosa, debido a su moderada tendencia a ceder , apareciendo un equilibrio químico entre las moléculas no ionizadas y los iones formados • Bases Fuertes. Se ionizan por completo en disolución acuosa, debido a su gran tendencia a captar Hidróxidos Alcalinos/ Alcalinotérreos. • Bases Débiles. Se ionizan parcialmente en disolución acuosa, debido a su moderada tendencia a captar , apareciendo un equilibrio químico entre las moléculas no ionizadas y los iones formados. 15 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. 16 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Teoría de Lewis (1923). • En 1923, Lewis propone una definición de ácido y base que adquiere gran difusión en 1938 y que está basada en la formación del enlace denominado “enlace covalente coordinado o dativo”. • En este caso, un ácido de Lewis se concibe como una especie química que contiene un orbital vacío que es capaz de aceptar un par de electrones de una base para formar un aducto de Lewis. • Una base de Lewis, es por lo tanto, una especie química que contiene un orbital lleno que contiene un par de electrones que no forma enlace, pero que puede formar un aducto de Lewis. • El aducto de Lewis, es el compuesto formado debido a una base de Lewis que dona este par de electrones a un ácido de Lewis, formando el enlace covalente dativo. • Así, el aducto se representa con una flecha indicando de donde procede el par de electrones (de la base de Lewis) y hacia donde van (ácido de Lewis). Por ejemplo: • DietilEterato de Trifluoruro de Boro. Éter Dietílico con base de Lewis 17 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • ÁCIDOS DE LEWIS. • Algunos de los ácidos de Lewis más frecuentes son: • Protones ( • Iones onio, como el hidronio o el amonio. ( • Cationes metálicos, de alto grado de oxidación, capaces de formar ligandos. ( • Muy frecuentes, las especies trigonales. ( • Pentahalurosnitrogenoideos. • Compuestos πde baja densidad electrónica. Enonas, Tetracianoetilenos. • 1. Ácidos Simples: • + • + • Hay casos, como el ion triyoduro donde el aducto no cumple la regla de octeto. 18 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • ÁCIDOS DE LEWIS. • En otros casos, el ácido es capaz de unir 2 bases de Lewis. • (Anión Hexafluorosilicato). • 2. Ácidos Complejos: • La mayoría de los compuestos de Lewis, precisan de un paso intermedio antes de la formación del aducto. • Destacan los trihaluros de Aluminio, que a diferencia de los trihaluros de Boro, solo existen como agregados y polímeros que deben ser degradados por una base de Lewis. 19 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • ÁCIDOS DE LEWIS. • Formación de boranos, que deben partir de degradaciones de diboranos, debido a que el no existe de forma relevante. • B2H6+ H− → B2H7− + H− → 2 BH4− • Muchos complejos metálicos sirven como ácidos de Lewis, pero generalmente solo después de disociar una base de Lewis unida más débilmente, a menudo agua. • [Mg(H2O)6]2+ + 6 NH3 → [Mg(NH3)6]2+ + 6 H2O INTERMEDIO DEL ADUCTO 20 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • BASES DE LEWIS. • Como norma general, las bases de Lewis cumplen: • i) Que sean aminas de fórmula NH3−xRx donde R es un alquilo Piridina. • ii) Fosfinas de fórmula PR3−xAx donde R es un alquilo y A un arilo. • iii) Compuestos del O, S, Se, Te en estado de oxidación -2 incluyendo aguas, éteres y cetonas. • Obedeciendo estos patrones, a efectos prácticos, nos encontramos con las siguientes bases de Lewis, entre otras. • i) Aniones Simples. ( • ii) Otras especies con pares solitarios. (H2O, NH3, y • iii) Aniones Complejos como el Sulfato ( • iv) Compuestos π electrófilos, como el etino, el eteno o el benceno. 21 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • CLASIFICACIÓN SEGÚN DUREZA. • Según la teoría de Lewis, se consideran fuertes aquellos compuestos de átomos grandes, polarizables, bajo estado de oxidación y alta electronegatividad; mientras que débiles son aquellos de átomos pequeños, no polarizables, alto estado de oxidación y baja electronegatividad: • Ácidos duros típicos: H+, cationes de metales alcalinos/alcalinotérreos, de transición (Ti4+, Cr3+, Cr6+), boranos, Zn2+ • Ácidos blandos típicos: Ag+, Mo(0), Ni(0), Pt2+ • Bases duras típicas: amoniaco y aminas, agua, carboxilatos, fluoruro y cloruro. • OH–, F–, Cl–, NH3, CH3COO–, CO32– • Bases blandas típicas:organofosfinas, tioéteres, monóxido de carbono, yoduro 22 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • CLASIFICACIÓN SEGÚN DUREZA. • Si el radio de los átomos es grande, la energía de enlace tiende a ser menor, ya que el enlace es más inestable Se favorece la cesión de Ácidos Fuertes. • Cuanto más electronegativo es el compuesto, más atrae a los pares electrónicos del enlace, y el compuesto se polariza en mayor grado, ionizándose el H con mayor facilidad. Se favorece la cesión de Ácidos Fuertes. • A mayor número de Oxígenos, mayor es la capacidad de este de polarizar los enlaces, y con ello, de ionizar los H Se favorece la cesión de Ácidos Fuertes. • La resonancia en caso de los iones. A mayor formas resonantes, más facilidad para repartir y estabilizar las cargas iónicas tiene el ion. Se gana una gran estabilidad del ion. Se favorece la cesión de Ácidos Fuertes. 23 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Por lo explicado anteriormente, la neutralización según Lewis, consiste en la interacción de un ácido y una base de Lewis para formar un aducto. 24 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.1 INTRODUCCIÓN. TEORÍA DE ARRHERNIUS. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. TEORÍA DE LEWIS. • Sustancias Anfóteras. • Es toda aquella sustancia que puede reaccionar ya sea como un ácido o como una base. • Ejemplo 1: El agua. • Ejemplo 2: El ion bicarbonato. 25 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. • Teniendo en cuenta que el se trata de una sustancia anfótera, el agua puede autoionizarsemediante una reacción ácido-base de Bronsted, siendo esta además un electrolito muy débil, formando un estado de equilibrio: • Obteniéndose una constante de equilibrio, Kc: • Que, al tratarse de un electrolito muy débil, el agua se encuentra en un estado de disociación muy pequeño, por lo que su concentración es prácticamente constante y muy alta. 26 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. • A esta constante, se la denomina constante de autoionizacióndel , Kw. • Por otro lado, las concentraciones en agua pura a 25 ºC de los iones hidronio e hidroxilo son iguales, siendo estas: • [] = [] = mol / L • Por lo que la constante de autoionización del agua, Kw, es igual a: • Kw = [] [] = 27 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. Acidez: concentración de protones ( Basicidad: concentración de hidroxilos ( 28 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. Para manejar números más sencillos se decidió tomar como medida de acidez el pH: Y análogamente, se puede definir el pOH: Teniendo en cuenta que Kw = : pKw = p () = pH + pOH 29 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.2 Autoionización del agua. Concepto y Escala del pH. 30 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Se consideran ácidos fuertes, aquellos que en disolución acuosa, se encuentran totalmente disociados. Cuando tiene lugar la reacción, la cantidad de moléculas de ácido sin disociar son prácticamente nulas. • En general, los ácidos fuertes son inorgánicos: HCl, • Se consideran ácidos débiles, aquellos que en disolución acuosa, se encuentran parcialmente disociados. Cuando tiene lugar la reacción, la cantidad de moléculas de ácido disociadas son pocas, debido a la poca tendencia a la disociación del ácido. Cuando estas se logran disociar, hay una tendencia a que se vuelvan a asociar, formando un estado de equilibrio. • En general, los ácidos débiles son orgánicos: También nos encontramos el caso del . 31 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • En un ácido débil, como puede ser el cianhídrico: • Que, despejando la concentración de , que es prácticamente constante y muy elevada, obtenemos una nueva constante: • Que es la denominada constante de acidez. 32 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Así pues, en la disociación de un ácido débil genérico HA: • En el caso de los ácidos fuertes, la concentración de HA es prácticamente nula, con respecto a las concentraciones de iones, por lo que obtenemos Ka muy elevadas, Ka → ∞. 33 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Se consideran bases fuertes, aquellos que en disolución acuosa, se encuentran totalmente disociados. Cuando tiene lugar la reacción, la cantidad de moléculas de ácido sin disociar son prácticamente nulas. • Se consideran bases débiles, aquellas que en disolución acuosa, se encuentran parcialmente disociados. Cuando tiene lugar la reacción, la cantidad de moléculas de base disociadas son pocas, debido a la poca tendencia a la disociación de la base. Cuando estas se logran disociar, hay una tendencia a que se vuelvan a asociar, formando un estado de equilibrio. • En una base débil, como puede ser el amoniaco: 34 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Que es la denominada, constante de basicidad. • Así pues, en la reacción de Bronsted de una base débil genérica B: • Al igual que sucede con los ácidos, en el caso de bases fuertes, la concentración de B es nula en comparación con la de los iones, por lo que las Kb de las bases fuertes son muy elevadas, Kb → ∞ 35 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. 36 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Además, según el modelo de Bronsted-Lowry, se debe considerar que en cuanto mayor es la fuerza de un ácido, menor es la de base conjugada; y en cuanto mayor es la fuerza de una base, menor es la de su ácido conjugado. 37 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.3 Fortaleza de los ácidos, constante de acidez (Ka). Fortaleza de las bases, constante de basicidad (Kb). Predicción de las reacciones ácido-base. • Dada una reacción ácido base, como la siguiente: • La Kc del equilibrio, sería la siguiente: • } = · • El valor negativo de la potencia de Kc, significa que el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, por lo que HCOOH es un ácido más fuerte que el Esto quiere decir, que el primero se disocia en mayor medida que el segundo, donando protones al , para formar el . • En un equilibrio ácido-base, el equilibrio está desplazado hacia el ácido con menor valor de Ka. 38 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.4 Relación entre Ka, Kb, Kw. • La relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada se puede obtener considerando las reacciones de ionización de ambos: • HA + • + • Llegando al equilibrio de autoionización del agua. • Por lo que partiendo de una disociación de un ácido y la de ionización de su base conjugada: • Ka · Kb = 39 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.5 Ácidos Polipróticos. • Son ácidos débiles que contienen más de un átomo de hidrógeno ionizable. Ejemplos de ellos son el • Son capaces de ionizar dos o más hidronios ( por molécula. • Lo característico de estos ácidos, es que su ionización sucede por etapas. Pongamos como ejemplo, la ionización del . • I) = • II) = • III)= 40 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.5 Ácidos Polipróticos. • De estas etapas sucesivas, se observa que el ácido fosfórico de la primera etapa actúa como ácido, y el ion dihidrogenofosfato es el actúa como su base conjugada. De igual modo, el ion dihidrogenofosfato actúa como ácido en la segunda etapa, y es el ion hidrogenosulfato el que actúa como su base conjugada en la misma. Finalmente se observa que ion hidrogenosulfato actúa como ácido en la última etapa y es el ion fosfato el que actúa como base. • Se observa que la Ka va disminuyendo conforme pasan las etapas. Hay que tener en cuenta, que la Ka, también es en cierto modo una constante de equilibrio (o de ionización). Por lo que un decrecimiento progresivo de ella, implica que la concentración de hidronio es cada vez menor, debido a la menor ionización de Esto se debe a la menor cantidad de protones en el compuesto a ionizarse, a medida que avanzan las etapas, disminuyendo la tendencia a formar hidronios. • La disminución de las Ka, son del orden de por etapa, por lo que la Ka se puede aproximar a la Ka1, que es la que se asocia a la etapa de mayor concentración de hidronios. • El pH se puede calcular aproximando a esa etapa por lo tanto. • Ka1> Ka2> Ka3 41 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.1 Una sola disolución de ácido fuerte. • 6.6.1 Disoluciones de Ácido Fuerte. 6.6.1.2 Mezcla de dos ácidos fuertes • 6.6.1.3 Ácido fuerte y ácido débil. • 6.6.2.1 Una sola disolución de ácido débil • 6.6.2 Disoluciones de Ácido Débil 6.6.2.2 Mezcla de dos ácidos débiles • 6.6.2.3 Ácido Poliprótico • 6.6.3 Disolución de Base Fuerte • 6.6.4 Disolución de Base Débil • 6.6.5 Ejemplos Diversos. Ejercicios Selectividad. 42 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.1 Disolución de Ácido Fuerte. HCl 0,01 M • Reacción Ácido Fuerte: • [ [HCl] = 0,01 M 43 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.2 Disolución de Ácido Fuerte con Ácido Fuerte. 2 L de HCl 0,3 M con 1,4 L de 0,02 M. • 1º) Calcularemos los moles de de cada ácido, y hallaremos los totales sumándolos. • Ácido HCl • Ácido 0,02 • Reacción 1. Ácido Fuerte: • Reacción 2. Ácido Fuerte: → • n () n (HCl) = 0,6 moles • n () n () = 0,028 moles • n() 44 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.2 Disolución de Ácido Fuerte con Ácido Fuerte. 2 L de HCl 0,3 M con 1,4 L de 0,02 M. • 2º) A continuación calcularemos la concentración total de hidronios. • [ • 3º) Finalmente calcularemos el pH final. 45 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.3 Disolución de Ácido Fuerte con Ácido Débil. 2,5 L de HCl 0,75 M con 2 L de 0,8 M. Ka (HCOOH) = 1.8x10-4 • 1º) Calcularemos los moles de de cada ácido, y hallaremos los totales sumándolos. • Ácido HCl • Reacción 1. Ácido Fuerte: • Reacción 2. Ácido Débil: • 0,8 0 0 • cambio • equil. 0,8(1-) • Ka = 1.8x10-4 = 46 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.3 Disolución de Ácido Fuerte con Ácido Débil. 2,5 L de HCl 0,75 M con 2 L de 0,8 M. Ka (HCOOH) = 1.8x10-4 • 1º) Calcularemos los moles de de cada ácido, y hallaremos los totales sumándolos. • n( • n( • n() • : • 2º) A continuación calcularemos la concentración total de hidronios. • [ 47 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.1.3 Disolución de Ácido Fuerte con Ácido Débil. 2,5 L de HCl 0,75 M con 2 L de 0,8 M. Ka (HCOOH) = 1.8x10-4 • 3º) Finalmente calcularemos el pH final. 48 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.2.1 Disolución de Ácido Débil. 49 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
6.6 Cálculos de pH para disoluciones ácido/base y su base/ácido conjugado. • 6.6.2.1 Disolución de Ácido Débil. • Ejemplo: Determinar el pH y el grado de disociación de una disolución de ácido cianhídrico (HCN) Ka (HCN) = 4,9 · 10-10 • Método 1. Aproximaciones. • = 50 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022
