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PPTCEL010QM11-A15V1
Clase
Ácido base II: fuerza relativa
de ácidos y bases
Resumen de la clase anterior
acepta e–
cede p+
cede H+
sal
ácido
neutralización
base
agua
cede OH–
cede e–
capta p+
Aprendizajes esperados
• Interpretar la escala de pH.
• Calcular el pH de distintas disoluciones.
• Identificar la fuerza de ácidos y bases.
• Caracterizar una disolución amortiguadora, buffer o tampón.
• Conocer indicadores de pH.
Páginas del libro
desde la 89 a la 99
Pregunta oficial PSU
A 50 mL de una disolución de pH = 5 se agregan 10 mL de otra disolución,
formando una mezcla de pH = 8. Luego, la disolución agregada
A)
B)
C)
D)
E)
contiene una base.
contiene un ácido.
contiene cloruro de sodio.
es neutra.
aporta iones H+.
Fuente: DEMRE – U. DE CHILE, Admisión PSU 2011
1. Fuerza de ácidos y bases
2. Ionización del agua
3. Concepto de pH
1. Fuerza de ácidos y bases
En las disoluciones de los ácidos y bases se establece un equilibrio
químico, donde el valor de sus constantes de equilibrio Ka y Kb
(constantes de disociación para un ácido y una base, respectivamente)
representan una medida cuantitativa de su fuerza.
CH3 COOH + H2 O  CH3 COO− + H3 O+
La ley de acción de masas permite calcular la constante de este equilibrio:
CH3 COO− H3 O+
Kc =
CH3 COOH H2 O
Como la concentración de H2O es siempre la misma, se desprecia la
concentración y se obtiene la constante de acidez, Ka.
CH3 COO− H3 O+
Ka =
CH3 COOH
1. Fuerza de ácidos y bases
Para el amoniaco, base de Brönsted, se puede hacer el mismo análisis,
hasta obtener la constante de basicidad, Kb.
+



NH3 + H 2O 
NH
+
OH

4
y se obtiene:
 NH +4  OH  
Kb =
 NH3 
Teóricamente, se consideran ácidos y bases fuertes aquellos que están
totalmente disociados en disoluciones diluidas.
Ácidos y bases débiles son los que están disociados parcialmente,
coexistiendo en el equilibrio las formas iónicas y moleculares.
1. Fuerza de ácidos y bases
Valores de Ka
Ka > 55
55 > Ka > 10–4
10–4 > Ka > 10–14
Ka < 10–14
Fuerza del
ácido
Fuerte
Intermedio
Débil
Muy débil
En este sentido, pueden citarse como ácidos fuertes el ácido perclórico, el
yodhídrico, el bromhídrico, el sulfúrico, el clorhídrico, el nítrico y el clórico.
HClO4, HI, HBr, H2SO4, HCl, HNO3, HClO3
Aumenta la fuerza del ácido
Para parejas ácido-base conjugadas de Bronsted-Lowry, si el ácido es
fuerte, la base conjugada es muy débil, y viceversa.
2. Ionización del agua
El agua es un disolvente único y una de sus principales características es
su capacidad para actuar como ácido o como base.
Se comporta como una
base
Cuando reacciona con ácidos como el HCl y
CH3COOH
Se comporta como un
ácido
Cuando reacciona con bases como el NH3
El agua presenta una ligera ionización:
+



H 2 O(l) 
H
+OH
 (ac)
(ac)
La constante de equilibrio es:
 H +  OH  
Kc =
 H 2O
K c  H 2 O =K w =  H +  OH  
Debido a que solo una fracción muy
pequeña de moléculas de agua está
ionizada, la concentración de agua es
prácticamente constante.
Kw = 1,0x10–14 a 25°C
Ka x Kb = Kw
3. Concepto de pH
Para indicar la concentración de iones hidrógeno en una disolución, se
emplea la notación denominada pH, cuya definición es:
pH = log
1
 H + 
= –log [H+]
Una disolución neutra, [H+] = 1x10–7, tendrá un pH = 7
pH = –log [H+] = –log 1x10–7 = –7(–log 10) = 7
Una disolución ácida, [H+] > 1x10–7, tendrá un pH < 7
por ejemplo, [H+] = 1x10–5 implica que pH = 5
Una disolución básica, [H+] <1x10–7, tendrá un pH > 7
por ejemplo [H+] = 1x10–9 implica que pH = 9
[H+] x [OH–] = 1 x 10–14
pH + pOH = 14
El pH y pOH resultan muy útiles
para establecer de manera rápida
la acidez y basicidad de una
sustancia.
3. Concepto de pH
Pregunta HPC
Ejercicio 8
“guía del alumno”
B
ASE
3. Concepto de pH
3.1 Calculo del pH en disoluciones de ácidos y bases
Ácido fuerte
En disoluciones diluidas están completamente disociados:
HA → H+ (ac) + A- (ac)
Si Ca es la concentración del ácido, se cumple que
[H+] = [A-] = Ca y por tanto, pH = -log Ca
Base fuerte
En disoluciones diluidas están completamente disociadas:
BOH → B+ (ac) + OH- (ac)
Si Cb es la concentración de la base, se cumple que
[OH-] = [B+] = Cb y [H+] = 10-14 / [OH-]
Ejemplo
Determine el pH de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,001 M.
HCl (ac) → H+ (ac) + Cl– (ac)
Corresponde a un ácido fuerte, por lo que la disociación es total.
HCl (ac) 
0,001 M
Cl
H + (ac) +
0,001 M
(ac)
0,001 M
pH = – log [H+] = – log [0,001] → pH = 3
Una disolución de HCl 0,001 M tiene un pH = 3
Ejemplo
Determine el pH de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 0,001 M.
NaOH (ac) → OH– (ac) + Na+ (ac)
Corresponde a una base fuerte, por lo que la disociación es total.
NaOH(ac)  OH  (ac) + Na  (ac)
0,001 M
0,001 M 0,001 M
pOH = – log [OH–] = – log [0,001] → pOH = 3
Recordar que pH + pOH = 14
Una disolución de NaOH 0,001 M tiene un pH = 11
3. Concepto de pH
3.1 Calculo del pH en disoluciones de ácidos y bases
Ácido débil
La disociación es parcial, estableciéndose un equilibrio en el que están
presentes las tres especies: HA, A- y H+.
HA (ac)
 A- (ac) + H+ (ac)
Concentración
inicial
Ci
--
--
Cambio
-x
+x
+x
Ci - x
x
x
Concentración
en el equilibrio
Cálculo de pH para un ácido débil
𝑥2
𝐾𝑎 =
𝐶𝑖 − 𝑥
𝑥2
𝐾𝑎 =
𝐶𝑖
Si x es menor que el
5% de la Ci, se
puede despreciar en
el denominador.
𝑥 = 𝐻+ =
𝐾𝑎 ∙ 0,001
𝑝𝐻 = − log 𝐾𝑎 ∙ 𝐶𝑖
Ejemplo
Determine el pH de una disolución de ácido cianhídrico (HCN) 0,001 M,
cuya constante de disociación es Ka = 4,9·10-10.
HCN (ac)  CN– (ac) + H+ (ac)
Corresponde a un ácido débil, por lo que la disociación es parcial.
HCN (ac)
 CN- (ac) + H+ (ac)
Concentración
inicial (Ci)
0,001 M
0
0
Concentración
en el equilibrio
0,001 M - x
x
x
𝑥2
𝐾𝑎 =
0,001 − 𝑥
𝐻+ = 𝑥 =
𝐾𝑎 ∙ 0,001
𝐻+ = 7 ∙ 10−7 𝑀
𝑥2
𝐾𝑎 =
0,001
𝑝𝐻 = 6,15
Verificando, vemos
que se cumple que x
= 7·10-7 < 5% de Ci =
5·10-5.
3. Concepto de pH
3.2 Disoluciones reguladoras o amortiguadoras
Las disoluciones que están formadas por ácidos débiles y una sal que
contenga su base conjugada o bases débiles y una sal que contenga su
ácido
conjugado,
se
denominan
disoluciones
reguladoras,
amortiguadoras, tampón o buffer.
CH3COOH  CH3COO- + H+
CH3COONa  CH3COO- + Na+
La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se
agregan pequeñas cantidades de ácido o base.
La capacidad amortiguadora, es decir, la efectividad de la disolución
amortiguadora, depende de la cantidad de ácido y de base conjugada
que tenga la disolución. Cuanto mayor sea esa cantidad, mayor será la
capacidad amortiguadora.
El sistema amortiguador suele representarse como sal/ácido o
base conjugada/ácido:
CH3COONa/CH3COOH ; KH2PO4/H3PO4 ; C5H5N/C5H5NHCl
3. Concepto de pH
3.3 Indicadores
Se llaman indicadores ciertas sustancias, generalmente orgánicas, de
carácter ácido (o básico) débil, que tienen la propiedad de cambiar de
color al variar el pH entre valores bien determinados.
Indicador
Intervalo de viraje (pH)
Cambio de color de ácido a
base
Naranja de metilo
3,1 – 4,4
rojo – amarillo anaranjado
Verde de bromocresol
3,8 – 5,4
amarillo – azul verdoso
Rojo de metilo
4,2 – 6,3
rojo – amarillo
Azul de bromotimol
6,0 – 7,6
amarillo – azul
Rojo de fenol
6,8 – 8,4
amarillo – rojo
Fenolftaleína
8,3 – 10,0
incoloro – rojo violeta
Timolftaleína
9,3 – 10,5
incoloro - azul
Estos son muy utilizados para las valoraciones ácido-base. El cambio de
color de los indicadores es debido a la distinta coloración que ofrecen la
forma molecular y la forma iónica del compuesto.
Ejercitación
Ejercicio 9
“guía del alumno”
En la siguiente tabla se muestran algunos indicadores ácido−base, junto a los datos de sus intervalos de
viraje y el color que tienen cuando el pH es inferior o superior a dicho intervalo.
Se dispone de una disolución de pH desconocido. Al añadir distintos indicadores a muestras de dicha
disolución, la coloración varía tal y como se indica a continuación:
• Azul de timol → Amarillo
• Fenolftaleína → Incoloro
• Naranja de metilo → Amarillo
• Azul de clorofenol → Amarillo
Según esta información, ¿en qué intervalo se encontrará el pH de la disolución?
A) 3-4
B) 4-5
C) 5-6
D) 6-7
E) 7-8
B
Aplicación
3. Concepto de pH
3.4 Neutralización
Como se revisó, las reacciones de neutralización tienen lugar entre un ácido
y una base, dando como productos el agua y la sal correspondiente.
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Cuando se realiza una mezcla de cantidades estequiométricas de un ácido
fuerte y una base fuerte, se cumple que
nº mol ácido = nº mol de base
Va · Ma = Vb · Mb
pH
neutro
Si se mezclan cantidades no estequiométricas del ácido y de la base, el
pH será
- < 7 si hay exceso de H+
- > 7 si hay exceso de OH-
Ejercitación
Ejercicio 15
“guía del alumno”
La concentración de iones hidrógeno y el pH de una disolución formada al
añadir 20 mL de NaOH 0,1 M a 50 mL de HCl 0,1 M, son
D
Aplicación
3. Concepto de pH
3.5 Valoraciones ácido-base o titulación
Las reacciones de neutralización son de utilidad para determinar la
concentración de una disolución mediante volumetrías de
neutralización, que se dividen en acidimetrías y alcalimetrías, de acuerdo a
si la sustancia que se analiza es un ácido o una base. Se debe determinar
el punto de equivalencia, situación en la cual el número de protones del
ácido coincide con el número de hidroxilos de la base.
N° de H+ del ácido = N° de OH– de la base
Ma x Va x n = Mb x Vb x m
Donde n: número de H+ del ácido.
m: número de OH– de la base.
Ejercitación
En el esquema de la
figura, se tiene una base
fuerte (BOH) en el matraz
de aforo X y un ácido (HA)
de concentración conocida
en la bureta Y.
Ejercicio 10
“guía del alumno”
En relación a la situación descrita, ¿cuál de las siguientes
curvas de titulación sería más apropiada?
A
ASE
Pregunta oficial PSU
A 50 mL de una disolución de pH = 5 se agregan 10 mL de otra disolución,
formando una mezcla de pH = 8. Luego, la disolución agregada
A)
B)
C)
D)
E)
contiene una base.
contiene un ácido.
contiene cloruro de sodio.
es neutra.
aporta iones H+.
ALTERNATIVA
CORRECTA
A
Fuente: DEMRE – U. DE CHILE, Admisión PSU 2011
Tabla de corrección
Ítem
1
Alternativa
A
Unidad Temática
Reactividad y equilibrio químico
Habilidad
Reconocimiento
2
D
Reactividad y equilibrio químico
Comprensión
3
C
Reactividad y equilibrio químico
Reconocimiento
4
B
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
5
B
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
6
D
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
7
E
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
8
B
Reactividad y equilibrio químico
ASE
9
B
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
10
A
Reactividad y equilibrio químico
ASE
Tabla de corrección
Ítem
11
Alternativa
B
Unidad Temática
Reactividad y equilibrio químico
Habilidad
Aplicación
12
E
Reactividad y equilibrio químico
Comprensión
13
B
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
14
E
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
15
D
Reactividad y equilibrio químico
Aplicación
Síntesis de la clase
Fuerte → Disociación completa
Débil → Disociación parcial
Ácido
Ionización del
agua
Ka x Kb = Kw
Base
Fuerte → Disociación completa
Débil → Disociación parcial
Prepara tu próxima clase
En la próxima sesión, estudiaremos
Polímeros : clasificación y aplicaciones
Equipo Editorial
Área Ciencias: Química
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