ÁCIDO BASE II

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ÁCIDO BASE II Unidad Nº 15 de Química Electivo TEMAS 1. Disoluciones amortiguadoras 2. Reacciones ácido-base. Neutralización 3. Disoluciones ácidas, básicas y neutras 4. Reacciones de neutralización 5. Indicadores 1. Disoluciones amortiguadoras Las soluciones amortiguadoras o soluciones tampón son aquellas que son capaces de mantener constante el valor del pH, después de la adición de pequeñas cantidades de ácido o de base. Control del pH en una disolución amortiguadora Las disoluciones amortiguadoras más comunes son de dos tipos: 1. Disoluciones de un ácido débil y una sal de ácido débil, con un catión neutro. Por ejemplo, una mezcla de CH3 - COOH y CH3-COONa. 2. Disoluciones de una base débil y una sal de base débil, con un anión neutro. Por ejemplo, una mezcla de NH3 y NH4Cl. En el caso del ácido débil/sal de ácido débil, la capacidad amortiguadora se debe a que la relación [CH3-COOH] / [CH3-COO-] se mantiene aproximadamente constante. Si se añade un ácido fuerte, los iones H3O+ reaccionan con la base conjugada para formar el ácido débil. Si se adiciona una base fuerte, los iones OH- reaccionan con el ácido débil para formar su base conjugada, contrarrestando así la adición del ácido o de la base. En la siguiente figura, se representa la variación del pH que tiene lugar al adicionar 0,01 moles de NaOH o bien, 0,01 moles de HCl en un litro de disolución amortiguadora y en un litro de agua pura. En general, la capacidad amortiguadora de una disolución tampón tiene un límite. Luego, la posibilidad de mantener constante el pH, viene determinada por las cantidades de los componentes de la disolución. En consecuencia, para que una disolución tampón sea efectiva, ambos componentes, es decir, ácido débil y base conjugada (o, alternativamente, base débil y su ácido conjugado) deben estar en cantidades apreciables y en concentraciones similares.   |Regresar a Temas| 2. Reacciones ácido-base. Neutralización Como sabemos, una solución acuosa será más o menos ácida, según la concentración de protones que contenga. Si una solución contiene una concentración de iones hidronio (H3O+) mayor que el agua pura, es ácida. En cambio, si la concentración de iones hidronio es menor que la del agua pura, la disolución es básica. Equilibrio iónico del agua El agua pura es un electrolito débil que se encuentra disociado en sus iones H3O+ y OH-, pudiendo expresarse el equilibrio como: 2H2O  H3O++OH- Al producto de la concentración de iones hidronio (H3O+) por la concentración de iones hidroxilo (OH-) se le denomina producto iónico del agua y se representa como Kw. Este producto tiene un valor constante igual a 10-14 a 25 ºC. Kw = [OH-][ H3O+] = 10-14 Luego, debido a que en el agua pura, por cada ión hidronio hay un ión hidróxido, la concentración es la misma, entonces: 10-7 · 10-7 = 10-14 |Regresar a Temas| 3. Disoluciones ácidas, básicas y neutras Si se disolviese en agua pura una sustancia básica, aumentaría la concentración de iones hidroxilo en el medio. Entonces, para que se cumpliera la constante del producto iónico del agua, debería disminuir la concentración de iones hidronio. Por el contrario, si se disuelve un ácido en agua pura, éste se disocia formando protones. Así, aumenta la concentración de éstos y disminuye la concentración de iones hidroxilo, cumpliéndose de este modo, el equilibrio iónico del agua. Entonces, tenemos las siguientes relaciones: Disolución ácida cuando [H3O+] > [OH-] Disolución neutra cuando [H3O+] = [OH-] Disolución básica cuando [H3O+] < [OH-] Debido a que en una disolución acuosa neutra se cumple que [OH-] = [ H3O+] = 10-7 M, tenemos: Disolución ácida cuando [H3O+] > 10-7 M Disolución neutra cuando [H3O+] = 10-7 M Disolución básica cuando [H3O+] < 10-7 M |Regresar a Temas| 4. Reacciones de neutralización En las reacciones de neutralización se hace reaccionar un ácido con una base, con el fin de determinar la concentración de una sustancia ácida o básica en la solución. Si tenemos una solución ácida que contiene una cantidad de ácido desconocida, se puede determinar ésta añadiendo, poco a poco una base, hasta que se neutralice la solución. Una vez que la solución se ha neutralizado, y debido a que la cantidad de base adicionada es conocida, se puede determinar la cantidad de ácido que había en la disolución, en forma experimental. Los productos resultantes de la reacción de un ácido y una base son siempre una sal y agua: ácido + base ? sal + agua Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua: HCl + NaOH ? NaCl + H2O   |Regresar a Temas| 5. Indicadores Los indicadores son sustancias que tienen la propiedad de cambiar de color al variar la acidez de la solución en la que se encuentran. La mayoría de ellos, son ácidos orgánicos débiles. En general, un indicador químico es un ácido débil o una base débil cuya forma disociada adopta un color diferente al de su forma sin disociar, debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Un buen ejemplo de estos indicadores lo constituye el papel de tornasol, que se pone de color azul al ser introducido en una solución básica o bien, de color rojo si la solución es ácida. Se podría establecer un equilibrio de disociación para el indicador ácido HIn: HIn      ?    In- + H+ Color A            Color B     La constante de este equilibrio, será: Si el medio es ácido, y aumenta la concentración de protones (H+), deberá disminuir la relación [In-]/[HIn]. Para ello, el equilibrio tendrá que desplazarse hacia la izquierda, aumentando la concentración de HIn, y dominando el color A. Si el medio es básico, el cuociente tendrá que aumentar, desplazándose el equilibrio hacia la derecha y dominando el color B. Ahora bien, como se trata de un equilibrio, coexisten las dos formas. Por esta razón, el color que adquiere procede de la mezcla de colores y de su proporción. Puesto que los indicadores tienen diferentes constantes de equilibrio, cambian de color en distintos intervalos de pH, lo que puede ocurrir aproximadamente cuando el pH = pK. Cuando coexisten varios equilibrios entre formas tautómeras, hay varios pK, y por lo tanto, se logra apreciar más de un cambio de coloración. Indicadores químicos ácido-base naturales Se deben, fundamentalmente, a la proporción que contengan de ciertos pigmentos naturales conocidos como antocianinas y antoxantinas. La antocianina es roja en medio ácido, púrpura en medio neutro y azul en medio básico. Mientras que, la antoxantina es amarilla en medio básico. La proporción en que se encuentre la mezcla de pigmentos hace que las flores tengan distintos colores y que se puedan modificar según el pH del medio. Nombre usual Intervalo de pH (*) Color en medio ácido Color en medio básico  Rojo de cresol 0,2-1,8 rojo amarillo  Azul de timol 1,2-2,8 rojo amarillo  Azul bromofenol 3,0-4,6 amarillo púrpura  Naranja de metilo 3,1-4,4 rojo amarillo (*) Zona en que tiene lugar el cambio de color. Ejemplos de reacciones ácido base   H2SO4 + 2 KOH ?  K2SO4 + H2O HCl + NH4OH  ?  NH4Cl + H2O CH3-COOH + NaOH  ?  CH3-COONa + H2O |Regresar a Temas|   ¡FELICIDADES! Aquí terminas las clases de tu curso de Química - Electivo. No olvides hacer tus pruebas y Simulacros.

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Última modificación: viernes, 18 de abril de 2008, 17:40

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