Equilibrio Àcido-Base

Análisis Cuantitativo
Etapa analítica
Equilibrio Acido Base
Cálculos volumétricos – Titulaciones A.B.
Curvas de titulación
Detección del punto final de la titulación
Distribucion de especies quimicas
Titulación solventes no acuosos

Definiciones

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

ELECTROLITOS
Se denominan electrolitos a los solutos que se disocian para producir soluciones
conductoras. LosELECTROLITOS FUERTES se disocian completamente, los
ELECTROLITOS DÉBILES están sólo parcialmente disociados.
ÁCIDOS Y BASES según BRØNSTED & LOWRY 1923
Ácido es una sustancia dadora de protones y base es una sustancia aceptora de
protones; para que esto se pueda manifestar debe coexistir el par acido-base
conjugado de otra sustancia.
HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+
El agua es disolvente
anfipróticoácido + base ↔ base + ácido

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OHbase + ácido ↔ ácido + base

CH3-NH2 + HAc ↔ CH3-NH3++ Acbase + ácido ↔ ácido + base

ÁCIDOS Y BASES según Gilbert N. Lewis
Ácido de Lewis es un aceptor de un par de electrones.
Base de Lewis es un donador de un par de electrones.

GN Lewis 1875 - 1946
BCl3 + NH3

Cl3B-NH3

ácido + base ↔ aducto

BCl3 + Cl-

BCl4-

ácido +base ↔ aducto

Fuerza de ácidos y de bases
FUERTES

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Un ácido o base fuerte está completamente disociado en disolución
acuosa, y genera H+ o OH- respectivamente.

Ejemplos AF: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4
Ejemplos BF: Hidóxidos LiOH, NaOH, KOH, R4N-OH, de alcalinostérreos
DÉBILES

Un ácido o base débil está parcialmente disociado en disolución acuosa,
y elequilibrio de disociación está gobernado por una constante de
todo par acido-base conjugado en solución acuosa cumple:
equilibrio.

K

a
H A + H 2O ← →H 3O+ + A−


A + H 2O ←→ HA + OH
-

Kb

=

[H ][A ]
+

−

K
−

a

Kb

[AH ][OH − ] = Kw
=

[HA ]

[A ]
−

Kw = Ka ⋅ Kb

Ka

Constante de AUTOPROTÓLISIS del Agua

Kw
H 2 O ← → H + + OH −


[ ][OH ] =1,01.10

Kw 25 ª = H

+

−

−14

[ ]

pH ≈ − log H

+

Ácidos y bases polipróticos o polifuncionales

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

son compuestos que pueden dar o aceptar más de un protón.

[H O ][H
=
+

Ácido fosfórico

K a1
−
4

H 3 PO4 + H 2 O ⇔ H 2 PO + H 3 O

3

+

2

−
PO4

[H 3 PO4 ]

[H O ][HPO ] = 6,34 ⋅10
=
[H PO ]
+

Anfolitos

K a2

2−4

3

HPO

2−
4

+ H 2 O ⇔ PO

3−
4

+ H 3O

CO + H 2O ⇔ HCO + OH

Kw
K b3

−8

=

Kw
K b2

K a3

+

K b1

[OH ][HCO ] = 2,13 ⋅10
=
[CO ]

K b2

[OH ][H CO ] = 2,25 ⋅10
=
[HCO ]

+

3−
4

3

−

Anfolito

HCO3− + H 2 O ⇔ H 2 CO3 + OH −

−13

2−
4

−

−
3

=

[H O ][PO ] = 4,2 ⋅10
=
[HPO ]

Carbonato de sodio
2−
3

−3

−4

2

2
−
H 2 PO 4 + H 2 O ⇔ HPO 4 − + H 3 O +

] = 7,11 ⋅10

−
3

Kw
=
K b1

−4

2−
3

−

2
−
3

3

=

−8

Kw
K a2
Kw
=
K a1

Soluciones reguladoras de pH

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Una SR se define como una solución que resiste cambios de pH por
adiciones pequeñas de ácidos y bases, y cuando se diluye dentro de ciertos
límites.
Están constituídaspor un par ácido-base conjugado
Ácidas: ácido débil + su base conjugada.
Básicas: base débil + su ácido conjugado.
Salinas: mezcla de sales que provienen de ácidos o bases polipróticos.
Funcionan siguiendo el principio de Le Chatelier
Si tenemos el par HA y A − en solución

Se desplaza el equilibrio mantiendo

[HA ]

[A ]
−

Por la adición de H + reacciona A − generando HA

HA ↔ H ++ A −

Por la adición de OH − reacciona HA generando A−

A − + H 2 O ↔ HA + OH −
Ecuación Henderson-Hasselbalch
Ecuació Henderson-

[HA] = cHA − [H 3O + ]+ [OH − ]

[HA] ≅ cHA

[A ] = c

[A ] ≅ c

−

NaA

[

+

] [

+ H 3O − OH

−

]

[H O ] = K
+

3

−

NaA

a

cHA
cNaA

c NaA
pH = pK a + log
cHA

Propiedades de las soluciones reguladoras Cf ~...