Acidobase

1

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

Química 2º Bachillerato Carmen Peña IES. AltaírQuímica 2º Bachillerato Carmen Peña IES. Altaír

2

ÁCIDOSÁCIDOS::• 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.

BASESBASES::• 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.

3

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.

Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-. Por ejemplo:

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)H2OHCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq)

H2O

Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.

Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo:

Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución dé iones y por consiguiente sea capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

4

Disociación ácido-base según Arrhenius

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–)

5

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.

Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya

que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:

Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya

que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua: aqOHaqCOaqOHaqHCO 3

2323

3HCO

Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua,

formando el ion amonio:

Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua,

formando el ion amonio: lOHaqNH 23 aqOHaqNH4

La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

6

PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias

anfóteras

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias

anfóteras

como ácido aqOHaqBHlOHaqB 2

base

conjugadaácido

Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo:

3HCO 23CO

4NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)

como base aqOHaqAlOHaqAH 32

base ácido

conjugado

7

Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–

actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

• El NaOH proporciona OH– a la disolución:NaOH (ac) Na+ + OH–

por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O

es decir, el ión HCO3– actúa como ácido cede protones.

• El HCl proporciona H+ a la disolución:HCl (ac) H+ + Cl–

por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O)

es decir, el ión HCOel ión HCO33– – actúa como base coge protonesactúa como base coge protones.

ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

8

• 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”.

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)• En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma

en Cl– (base conjugada)Disociación de una base:• HSO4

-(aq) + H2O (l) H2SO4 + OH–

• En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se

transforma en H2SO4 (ácido conjugado)

9Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una

reacción de transferencia de protones

FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada

10

FUERZA DE LOS ÁCIDOS.FUERZA DE LOS ÁCIDOS.

Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente

disociados en disolución acuosa:

Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible

aqOHaqCllOHaqHCl 32

Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo

parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda

Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a

formarse A-

El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido

Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la

temperatura

Ka =[A-][H3O+]

[AH] eq

11

[A–] [H+]

[H+][A–]

[HA][HA]

Ácido fuerte           

[HA]

     Ácido débil               

• Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ()) Están totalmente disociados

– Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+

– NaOH (ac) Na+ + OH–

• Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente

– Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+

– NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–

12

FUERZA DE LAS BASES.FUERZA DE LAS BASES.

Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más

a la derecha.

El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.

Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende

de la temperatura.

Se denominan bases fuertes, a las bases que se encuentran totalmente

disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un

protón: NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)

Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta:

Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda aqOHaqNH 34

OHaqNH 33

La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización;

para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

Kb =[BH+][OH-]

[B] eq

13

DISOCIACIÓN DEL AGUA.DISOCIACIÓN DEL AGUA.

Una disolución es:

Ácida

Neutra

Básica

si [H3O+] > [OH-]

si [H3O+] = [OH-]

si [H3O+] < [OH-]

En una disolución acuosa diluida, la [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, Kw, que recibe el nombre de producto iónico del agua:

El agua se autoioniza según la ecuación H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)

Kw = Kc [ H2O]2 = [H3O+][OH-]

Kc =[H3O+][OH-]

[H2O]2= 3,2 10-18 (a 25ºC)

En cualquier disolución acuosa, las variables [H3O+] y

[OH-] son inversamente proporcionales

Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña

14

• 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 = —————— H2O2

• Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

• conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”

[ ]× [ ] -w 3K H O OH

• El valor de dicho producto iónico del agua es:

• KW (25ºC) = 10–14 M2

• En el caso del agua pura:• ———–

H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M• Se denomina pH a:

• Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:

• pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

15

CONCEPTO DE PH.CONCEPTO DE PH.

El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1. Por tanto,

[H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 )

Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante

El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones

[H3O+] > [OH-]

Disolución ácida

[H3O+] > 10-7 mol L-1

pH < 7

[H3O+] = [OH-]

Disolución neutra

[H3O+ ]= 10-7 mol L-1

pH = 7

[H3O+] < [OH-]

Disolución básica

[H3O+] < 10-7 mol L-1

pH > 7

Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7

A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14 moles2 L-2

y en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1

16

Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada

17

CONCEPTO DE pOH.CONCEPTO DE pOH.

• A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:

pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

pOH log [OH ]

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13 M M

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• entonces:• KW 10–14 M2

OH– = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M

• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,41,4• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

18

EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE.EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE.

Conocida la Kb para una base se puede calcular la Ka de su ácido conjugado

Multiplicando ambas expresiones y simplificando

[AH][OH-]

[A-]Ka Kb =

[A-] [H3O+]

[AH]= [H3O+][OH-] = Kw

Por tanto conocido el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka Kb

Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio

Kc =Ka (ácido1)

Kb (ácido2)ácido 1 + base 2 base 1 + ácido 2

Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2) Kc será muy grande

Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2) Kc será muy pequeña

Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor Ka) sea el que ceda el protón

Ka =[A-][H3O+]

[AH]AH + H2O A- + H3O+

Kb =[AH][OH-]

[A-]A- + H2O (l) AH + OH-

19

• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

HA + H2O A– + H3O+

A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA

constante de disociación

(K acidez)

3

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C a

A H OK H O K

HA

• Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:

• Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado casi en su totalidad.

• Si Ka < 1 El ácido es débil débil y estará sólo parcialmente disociado.

• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

20

• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:

• B + H2O BH+ + OH–

• BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B constante de disociación

(K basicidad)

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B

• Al igual que el pH se denomina pK a:

• pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb

• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb

mayor es la fuerza del ácido o de la base.

• Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

21

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3

sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

• Equilibrio: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

• De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28

22

• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que:

-Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.

-Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

• A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.

• El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:

• CN– + H2O HCN + OH–

• KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M

23

Relación entre la constantey el grado de disociación “”

• En la disociación de un ácido o una base

• Igualmente:

• En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )

• De donde:

b

cK

2

1

23

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c cK

HA c

aK

c bK

c

c

x

El grado de disociación mide la proporción entre lo que disocia de una sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.

24

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS.ÁCIDOS POLIPRÓTICOS.

Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón

un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico

Ka1 = OHHCO 33

32COH= 4,5 10-7

Ka2 = OHCO 3

23

3HCO

= 5,7 10-11

lOHaqCOH 232 aqOHaqHCO 33

aqOHaqCO 323

lOHaqHCO 23

Ka1 es mayor que Ka2, en un factor comprendido entre 104 y 105. Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón, (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra, que a una especie cargada negativamente

25

HIDRÓLISIS DE CATIONES Y ANIONES.HIDRÓLISIS DE CATIONES Y ANIONES.

La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua

Cualquier catión cuya base conjugada sea débil, tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua y se

hidroliza soltando protones y dando pH ácido

Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na+, Ca2+, K+, etc.)

Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas

lOHaqNH 24 OHaqNH 33

Hay cationes que son ácidos de Brönsted, capaces de ceder un protón, como las sales de amonio, donde el catión es el

4NH

lOHaqOHFe 2362 OHaqOHOHFe 3

252

lOHaqOHZn 2262 OHaqOHOHZn 352

26

Al disolver KCN, se libera el ion CN- ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H+

Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza dando iones OH-

generando pH básico

La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua

Reacción desplazada a la izquierda; las moléculas del HCl ceden un H+ a los OH-

lOHaqCl 2 aqOHaqHCl

Al disolver KCl en H2O se libera el ion Cl- (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H+ del agua

lOHaqCN 2 aqOHaqHCN

Los aniones de los ácidos fuertes son bases débiles por lo que no reaccionan con agua

Cl-, Br-, I-, 3NO

4ClO ,

27

TIPOS DE HIDRÓLISIS.TIPOS DE HIDRÓLISIS.

• Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:

• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. – Ejemplo: NaCl

• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. – Ejemplo: NaCN

• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. – Ejemplo: NH4Cl

• Sales procedentes de ácido débil y base débil. – Ejemplo: NH4CN

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte ejemplo: NaClSales procedentes de ácido fuerte y base fuerte ejemplo: NaCl

• NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el NaNa++ que es un ácido muy débil como el ClCl–– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

28

• Sal procedente de ácido débil y base fuerte por ejemplo: CHSal procedente de ácido débil y base fuerte por ejemplo: CH33–COO–COO––NaNa++

• SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona

con ésta de forma significativa:

• CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).

• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil ejemplo: NHSales procedentes de ácido fuerte y base débil ejemplo: NH44ClCl

• SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NHNH44+ es un ácido relativamente

fuerte y reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

29

• Sales procedentes de ácido débil y base débil por ejemplo: NHSales procedentes de ácido débil y base débil por ejemplo: NH44CNCN

• En este caso tanto el catión NHNH44++

como el anión CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

• Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la

disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)

En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua

Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base. Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en

Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO3 o CaCl2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras (pH = 7)

Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na2CO3 o KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH- sus disoluciones son básicas (pH >7)

Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH4NO3 o FeCl3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H3O+sus disoluciones son ácidas (pH > 7)

Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo: NH4CN o CaCl2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

30

EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD.EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD.

Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente

En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base

1 eq HCl : 1 eq Ca(OH)2

CaCl2 + 2 H2OCa(OH)2 + 2 HClUn ejemplo:

2 moles HCl

1 mol Ca(OH)2

2 eq HCl

2 eq Ca(OH)2 =

Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad (L)disolución la de volumen

esequivalent de númeroN

Valencia (v) para un ácido, el número de H+ que cede por molécula

Valencia (v) para una base, el número de H+ que reacciona con cada molécula

número de eq = número de moles .valencia N = M · vnúmero de eq = número de moles .valencia N = M · v

31

VALORACIONES ÁCIDO-BASEVALORACIONES ÁCIDO-BASE

La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución, conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base.

Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH- + H+ = H2O)

Instante definido como punto de equivalenciapunto de equivalencia

Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador indicador ácido baseácido base, que avisa, cambiando de cambiando de colorcolor, cuando se ha completado la reacción

32

INDICADORES DE pH (ácido- base)INDICADORES DE pH (ácido- base)

Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado

HIn (aq) + H2O (l)

Forma ácida (color 1) In- (aq) + H3O+ (aq)

Forma básica (color 2)

La constante de acidez del indicador es: KIn = [In-] [H3O+][HIn]

[HIn]

[In-]

[H3O+]

KIn

=

Con esta expresión se puede interpretar el “color” que presentará el indicador según el pH de la disolución. Así se tiene que cuando la concentración de H3O+ :

• Sea mayor que K In pH << pK In [HIn] >> [In-] Color de la forma ácida

• Sea menor que K In pH >> pK In [HIn] << [In-] Color de la forma básica

• Sea igual que K In pH = pK In [HIn] = [In-] Color intermedio

33

El indicador elegido debe tener el punto final próximo al punto de equivalencia de la valoración: p K In = pH

EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

Rojo

Rojo

Rojo

Rojo

Amarillo

Amarillo

Incoloro

Rojo

Amarillo

Amarillo

Amarillo

Azul

Azul

Azul

Rosa

Púrpura

1,2-2,8

3,2-4,2

4,8-6,0

5,0-8,0

6,0-7,6

8,0-9,6

8,2-10,0

11,0-12,4

1,7

3,4

5,0

6,5

7,1

8,9

9,4

11,7

Nombre del indicador

Azul de timol

Naranja de metilo

Rojo de metilo

Tornasol

Azul de bromotimol

Azul de timol

Fenolftaleína

Alizarina

pKin

Color forma ácida

Color forma básica

Rango pH de cambio color

El pKIn, debe diferir del valor del pH en el punto de equivalencia en más/menos una unidad: pKIn pH ( punto de equivalencia) ± 1

34

Zona de viraje fenolftaleína

En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base Na Va = Nb Vb

NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización.

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 864 2

pH

35

El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7

36

El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

LA LLUVIA ÁCIDA.LA LLUVIA ÁCIDA.

Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire

El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve

El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO2: 4 FeS2 (s) + 11O2 (g) 2Fe2O3 (s) + 8SO2 (g)

El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre

Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+