REACCIONES ÁCIDO-BASE o de intercambio de protones 2º BACHILLERATO

INDICE 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES TEORÍA DE ARRHENIUS TEORÍA DE BRØNSTED Y LOWRY TEORÍA DE LEWIS FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA MEDIDA DE LA ACIDEZ. pH CALCULO DEL pH TITULACIONES ÁCIDO-BASE EQUIVALENTE QUÍMICO Ácidos y bases

2

1. PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES • Ácidos: - Tienen sabor ácido. - Dan coloraciones características con los indicadores ácido-base. - Atacan el mármol desprendiendo CO2. - Reaccionan con los metales desprendiendo hidrógeno. - En disoluciones concentradas son cáusticos y corrosivos. - Neutralizan a las bases. - Reaccionan con las bases produciendo sales.

Ácidos y bases

3

• Bases (o álcalis): - Tienen sabor a legía. - Dan coloraciones características con los indicadores ácido-base diferentes a los ácidos. - Reaccionan con las grasas formando jabones. Sensación jabonosa. - A menudo dan precipitados en disolución de algunos metales, (Mg, Al...). - En disoluciones concentradas son cáusticas y corrosivas. - Neutralizan a las ácidos. - Reaccionan con los ácidos produciendo sales. Ácidos y bases

4

Los protagonistas de la historia de los ácidos y las bases: - Robert Boyle (1627-1691) - Lavoisier (1743-1794) - Humphry Davy (1778-1829) - J. L. Gay Lussac (1778-1850)

- Justus von Liebig (1803-1873) - Michael Faraday (1791-1867)

- Svante Arrhenius (1884) - J. N. Brønsted (1879-1947) y T. M. Lowry (1874-1936) - G. N. Lewis (1875-1946) Ácidos y bases

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2. TEORÍA DE ARRHENIUS • Teoría de la disociación iónica de los electrolitos en disolución acuosa. - Los electrolitos, en disolución acuosa o fundidos se disocian en iones cargados eléctricamente. - Los iones, presentes en la disolución de electrolitos, no son más que átomos o grupos de átomos cargados que forman los radicales de los electrolitos y que permanecen inmodificados en sustancias homólogas. - Los iones tienen propiedades físicas y químicas distintas de las moléculas sin disociar. - La disociación del electrolito en iones es un proceso reversible. Ácidos y bases

6

Disociación electrolítica de ácidos bases y sales • Desde el punto de vista de Arrhenius se distinguen tres tipos de electrolitos: ácidos, bases y sales. - Ácidos son sustancias que al disociarse en agua liberan iones H+. - Bases son sustancia que al disolverse en agua liberan iones OH-. - Sales son sustancia que al disolverse en agua liberan aniones y cationes diferentes del OH- y H+. Ácido:

HA H 2O

Base:

BOH

Sal:

BA H 2O

A

H 2O Ácidos y bases

H

B B

H 2O

OH A

H 2O

H 2O 7

Las principales limitaciones de la teoría de Arrhenius son: - Solamente es válida en disolución acuosa. - No es capaz de explicar el comportamiento de todas las bases (NH3, CaO, Na2CO3...)

Ácidos y bases

8

3. Teoría de Brønsted y Lowry • Teoría del ácido-base conjugados. - Aplicaron el concepto de ácido base a cualquier tipo de disolvente. - El concepto ácido base está interrelacionado. - Acido es toda sustancia que cede H+ a una base. - Base es toda sustancia que acepta H+ de un ácido. - De este modo las reacciones ácido-base deben entenderse como reacciones de transferencia de H+.

HA  ácido1

B 

A 

base 2

base1 Ácidos y bases

BH  ácido 2 9

- Entre los ácidos de Brønsted y Lowry tenemos moléculas neutras, aniones y cationes. - En el proceso de transferencia de protones a cada ácido le corresponde una base conjugada y viceversa, a cada base le corresponde un ácido conjugado.

HCl  ácido1

NH 3 

Cl 

NH 4 

base 2

base1

ácido 2

CH 3COOH 

H 2O 

CH 3COO 

H 3O 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

NaOH   

H 2O 

base1

ácido 2

Na

Ácidos y bases

H 2O 

OH 

ácido1

base 2

10

Disociación de ácidos HCl  ácido1

H 2O 

Cl 

H 3O 

base 2

base1

ácido 2

HClO 4

H 2O 

ClO4 

H 3O 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

H 2 SO4 

2 H 2O 

SO42 

2 H 3O   

ácido1

base 2

base1

ácido 2

NH 4

H 2O 

NH 3 

H 3O 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

HSO 4

H 2O 

SO42 

H 3O 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

H 2 PO4   

H 2O 

HPO42   

H 3O 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

Ácidos y bases

11

Disociación de bases Los hidróxidos siguen siendo bases en esta teoría. Al disolverse en agua se produce el catión metálico y el ión hidróxido OH-, que es la verdadera base. BOH HA  ácido1

B

OH

OH 

A 

H 2O 

base 2

base1

ácido 2

H 2O 

CO32 

OH 

HCO 3

ácido1

base 2

base1

ácido 2

H 2O 

HCO 3

OH 

H 2CO3   

ácido1

base 2

base1

ácido 2

2 S 

OH 

ácido1

base 2

base1

ácido 2

HS 

OH 

H2S 

base1

ácido 2

H 2O 

NH 3

OH 

ácido1

base 2

base1

NH 4 H 2O 

H 2O 

PH 3

OH 

ácido1

base 2

base1

PH H 2O 4 

ácido 2

ácido 2

ácido1

Ácidos y bases

base 2

HS 

12

Disoluciones no acuosas Ya henos visto que esta teoría permite aplicar el concepto de ácido y base a otros disolventes. HClO  ácido1

NH 3

ClO 

NH 4

base 2

base1

ácido 2

H2 N

HN C

O

H2 N   

C

NH 3

O

H2 N 

base 2

ácido1

NH 4 ácido 2

base1

H 2O 

PH 3

O H 

PH 4

ácido1

base 2

base1

ácido 2

Ácidos y bases

13

Anfóteros Son especies químicas que pueden comportarse tanto como ácidos como bases. Como ácido:

HS  ácido1

Como base:

HS  base 2

NH 3

2 S 

NH 4 

base 2

base1

ácido 2

H 3O  

H2S 

H 2O 

ácido1

ácido 2

base1

Otras sustancias que pueden actuar como anfóteros son todos los ácidos polipróticos. H 2 PO4 ; HPO42 ; H 2 BO3 ; HBO32 ; Al (OH )3 y el mismo H 2O.

Anfolito es una sustancia que puede experimentar simultáneamente dos disociaciones electrolíticas de signo contrario. CH 3 CH 2 C H COOH |

CH 3 CH 2 C H COO

NH 2

|

NH 3 Ácidos y bases

14

4. Teoría de Lewis - La teoría de Brønsted y Lowry deja fuera especies que no tienen hidrógenos y por tanto no pueden ceder H+. Su teoría se basa en la teoría electrónica de la valencia. - Acido es toda sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones aportados por una base. - Base es toda sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones con un ácido. - En ambos casos se forma un enlace covalente coordinado o dativo. Los ácidos de Lewis tienen un orbital vacío y las bases de Lewis tienen un par de electrones sin compartir.

Ácidos y bases

15

5. Fuerza de ácidos y bases - Los procesos ácido base, como cualquier proceso químico, vienen regidos por la correspondiente constante de equilibrio. HA H 2O

A

H 3O

Ka

H 3O

A

AH

- Si partimos de una concentración inicial de ácido y éste se encuentra disociado parcialmente... HA H 2O

A

H 3O

C0

0

0

C0

C0

C0 (1

)

Ka

C0 C0 C0 (1 )

Ka

C0 (1

2

)

- Ácidos fuertes: cuando están completamente disociados, la Ka es muy elevada y el grado de disociación es 1. - Ácidos débiles: cuando están débilmente disociados, la Ka es pequeña y coexisten las especies HA, A- y H+ en disolución. Ácidos y bases 16

6. Producto iónico del agua. Kw - Aparentemente el agua es un aislante perfecto, sin embargo presenta una muy débil conductividad eléctrica y hay que admitir en el agua una disociación iónica. H 2 O H 2O

OH

H3O

- En el agua pura

Kw

H 3O

a 25 ºC la Kw=10-14

H3O

OH

OH

10 7 M

- Si se añade ácido

H 3O

10 7 M y

OH

- Si se añade base

OH

10 7 M y

H 3O

10 7 M 10 7 M

- Igualmente se puede deducir la relación entre las constantes de ácido y base conjugados. HA H 2O A

H 2O

A

H 3O

HA OH

Ka

H 3O

A

HA HA OH

Kb Ácidos y basesA

Ka Kb

Kw 17

7. Medida de la acidez. Concepto de pH • Es la concentración de iones H3O+. Puede variar entre límites muy amplios. Sorensen introdujo la escala de pH que se define como:

pH

log H

- De acuerdo con la expresión del producto iónico del agua H 3O

OH

10

14

pH

pOH

14

- Según el valor del pH las disoluciones se clasifican en:

Ácidas:

pH

7

Neutras:

pH

7

Básicas:

pH

7

Ácidos y bases

18

Medida del pH. Indicadores • Un indicador es una sustancia que cambia de color en un pequeño intervalo de pH (de concentración de iones H3O+)

- Suele tratarse de una sustancia orgánica que puede existir en dos formas tautómeras dependiendo del pH y que tienen estructuras y colores distintos

Ácidos y bases

19

Medida del pH. pHmetros • pHmetros son dispositivos que miden la diferencia de potencial que se establece entre dos disoluciones de diferente pH separadas por una membrana.

Son muy cómodos pero deben calibrarse previamente con disoluciones patrón de pH conocido. Ácidos y bases

20

8. Cálculo del pH Ácidos y bases fuertes - En este caso se encuentran totalmente disociados y la concentración de H+ o de OH- en disolución es igual a la concentración de ácido o base disuelto. HA

A

H

Ca

BOH

B

OH

Cb

Cb

Cb Ca Ca

pH

log H pH

log Ca

pOH pH

log OH 14 pOH

Ácidos y bases

log Cb pH

14 log Cb

21

Calcula el pH de las siguientes disoluciones: a) 0,1 M de HCl. b) 0,1 M de H2SO4. c) 0,3 M de NaOH. a) Se trata de un ácido fuerte, completamente disociado. HCl H 2O

H 3O

Cl

C

pH C

C

log(0,1)

pH

1

b) Se trata, igualmente, de un ácido fuerte, completamente disociado. H 2 SO4

H 2O

SO42

2 H 3O

C

pH 2C

C

log(2 0,1) pH

0, 699

b) Se trata de un base fuerte, completamente disociada. NaOH

H 2O

Na

OH

C

pOH pH

C

C

14 pOH

pH

Ácidos y bases

log(0,3) 0,5 13, 477

22

Fuerza

Ácidos y bases fuertes de uso frecuente Ácidos fuertes

Base conjugada muy débil

HClO4 HI HBr H2SO4 HCl HNO3 HOOC-COOH HIO3 H2CrO4

ClO4 I Br HSO4 Cl NO3 HOOC-COO IO3 HCrO4

-

Ácidos y bases

Base fuerte

Ácido conjugado muy débil

CsOH RbOH KOH NaOH Ba(OH)2 Sr(OH)2 Ca(OH)2

Cs + Rb + K + Na + Ba(OH) + Sr(OH) + Ca(OH)

+

23

Justificación estructural a) Fuerza de ácidos HF, HCl, HBr y HI. Depende del campo creado por el anión X . Y dicho campo depende de q la carga y del radio iónico.

E

k

r2

b) Fuerza de ácidos HClO, HClO2, HClO3 y HClO4. Depende del campo creado por el anión ClOx . Y dicho campo depende igualmente de la carga y del radio iónico. c) Fuerza de las bases LiOH, NaOH, KOH, RbOH y CsOH. + Depende del campo creado por el catión M , que es mayor para el Li que para el Cs y por tanto sujeta con más fuerza el OH . Ácidos y bases

24

¿Qué volumen de ácido nítrico comercial debemos tomar para preparar 250 cm3 de una disolución 0,1 M, si la densidad del mismo es de 1,405 g/cm3 y la riqueza es de 68,1% en masa? Determina el pH de la disolución resultante Queremos preparar 250 mL 0,1 M de HNO3 y se parte de HNO3 comercial =1,405 g/cm3 y 68,1% de pureza. Hay que determinar el volumen v que hay que tomar de éste ácido. 0, 681 v 1, 405 m % v n PM 63 PM M sustituyendo 0,1 v 1, 65 cm3 V V V 0, 250 Se debe tomar este volumen con una pipeta, verterlo en un matraz de 250 mL y llenarlo de agua hasta el enrrase. Para determinar el pH solo es necesario saber la concentración del ácido fuerte, que estará completamente disociado. HNO3

NO3

H

Ca Ca Ca

pH

log H

pH

log(0,1) pH

log Ca

1 Ácidos y bases

25

A 550 mL de una solucion de NaOH de pH 9,5; se la diluye con agua hasta 1000 mL. Calcular el pH de la solución diluida. Necesitamos saber la concentración inicial de base, a partir del pH, para luego determinar la concentración de la disolución diluida y su pH. Se trata de una base fuerte completamente disociada. NaOH Cb

Na Cb

OH

pH

log H

H

3, 6 10

Cb

9,5 10

M y

log H OH

3,16 10

5

M

Cuando se realiza una dilución el número de moles de soluto es el mismo, solo se añade agua. n 0,550 3,16 10 5 C Cb* 1, 74 10 5 M V 1 El pH de la nueva disolución, sigue tratándose de una base fuerte algo más diluida. * b

pOH pH

log OH 14 pOH

pOH pH

log 1, 74 10

5

pOH

4, 76

9, 24 Ácidos y bases

26

Ácidos y bases débiles. Constante de ácidos y bases. - Cuando el ácido o la base se encuentran poco disociados se establece un equilibrio entre los iones y las moléculas sin disociar en disolución que está regido por la constante de equilibrio del ácido o la base correspondiente HA Ca Ca (1

) A

Ka

A

H

BOH Cb

Ca

Ca

Cb (1

H HA

Ca

Ca

Ca (1

)

Kb

B

OH

)

Cb

Cb

B

OH

Cb

BOH

Cb

Cb (1

)

Ca 2 Cb 2 2 Ka  Ca Kb  Cb 2 (1 ) (1 ) Esta última aproximación sólo es correcta si K a o K b son muy pequeñas. pH

log H

pH

log pH

log Ca

K a Ca

1 pK a log Ca 2

pOH

log OH

pOH

log

pH 14 pOH Ácidos y bases

log Cb

K b Cb pH

14

1 pK b log Cb 2

27

Constantes de ácidos y bases.

Ácidos y bases

28

Calcula el grado de disociación y el pH de una disolución 0,1 M de ácido acético, Ka=1,85·10-5. Se trata de la disociación de un ácido débil, muy poco disociado porque la constante es baja. HA

A

H

Ca

Ca

Ca Ca (1 Ka

) A

H

Ca

HA

Ca

Ca (1

)

Ca 2 Ka  Ca 2 1,85 10 5 0,1 (1 ) la concentración de protones y el pH. H pH

Ca log H

H

0,1 1,36 10 log 1,36 10

Aplicando la fórmula: pH

3

2

2

1,36 10

1,36 10 pH

1 pK a log Ca Ácidos y bases 2

2

3

2,87 pH

2,87

29

Sistemas ácido-base no elementales  Ácidos y bases poliionizables - Hay ácidos que pueden experimentar sucesivas ionizaciones, cada una con una constante de equilibrio. H 2CO3 HCO3

H 2O H 2O

HCO3 2 3

CO

H 3O H 3O

K1 K2

HCO3

H 3O

H 2CO3 CO32

H 3O

HCO3

4,3 10

5, 6 10

7

11

La segunda disociación es menos extensa que la primera y casi todos los protones son aportados en la primera disociación. Ácidos y bases

30

 Hidrólisis - Un ácido aporta protones, H+, al medio, una base aporta iones hidróxido, OH-, al medio. Cabe esperar que una sal en disolución tenga carácter neutro. Sin embargo no siempre ocurre así. - Algunas sales, al disolverse, se disocian en iones, que según la teoría de Brønsted y Lowry son ácidos o bases conjugadas relativamente fuertes y que reaccionan con el agua formando iones hidróxido, OH-, o protones, H+, según el caso.

Ácidos y bases

31

Hidrólisis: Sal de ácido fuerte y base fuerte - Por ejemplo el NaCl. En este caso el Cl-, es la base conjugada de un ácido muy fuerte (una base muy débil) y el Na+ será el ácido conjugado de una base muy fuerte (un ácido muy débil).

NaCl H 2O

Na

Cl

Cl

H 2O

HCl OH

Na

H 2O

NaOH

Ácidos y bases

H 2O

H

32

Hidrólisis: Sal de ácido débil y base fuerte - Por ejemplo el NaAc, Na2CO3, KCN. En este caso el anión Ac-, es la base conjugada de un ácido débil (una base algo fuerte) y el Na+ será el ácido conjugado de una base muy fuerte (un ácido muy débil).

NaAc H 2O

Na

Ac

Ac

H 2O

HAc OH

Na

H 2O

NaOH

H 2O

H

Por lo tanto la disolución tendrá carácter básico.

Ácidos y bases

33

Ac NaAc H 2O

Na

Ac

H 2O

Cs Cs

Kh

Kh OH pOH

HAc

OH Ac

HAc Ac Cs

H

h

1 ( pK w 2

Cs (1 Cs K h

Kh

Cs (1

h

)

H 2O

Cs

h

Cs

NaOH

h

H

Cs

Kw Ka

H OH

HAc OH

Cs Na

Cs

H 2O

2 h h

)

 Cs

Cs

pK a log Cs )

2 h

h

Kh Cs

Kw Ka pH

14

1 ( pK w 2

Ácidos y bases

pK a log Cs ) 34

Calcula el pH de una disolución 0,2 M de acetato sódico. Dato: contante de disociación del ácido acético Ka=1,85·10-5. Una sal en disolución se encuentr totalmente disociada. NaAc

Kh

HAc

OH Ac

Kw CS K a

Ac

Na

CS

CS

Ac H 2O CS (1 )

H

CS

H

CS (1

10 14 0, 2 1,85 10

CS )

Kw Ka

5, 2 10

5

HAc OH CS CS

Kh

Kw CS K a 5

la concentración de OH - , el pOH y el pH. OH

CS

pOH

log OH

OH

0, 2 5, 2 10 log 1, 04 10

Aplicando la fórmula: pH

14

5

5

1 ( pK w 2

1, 04 10 pOH

5

4,98

pH

9, 02

pK a log Cs )

pH

9, 02

Ácidos y bases

35

Hidrólisis: Sal de ácido fuerte y base débil - Por ejemplo el NH4Cl. En este caso el anión Cl-, es la base conjugada de un ácido fuerte (una base muy débil) y el NH4+ será el ácido conjugado de una base muy débil (un ácido moderadamente fuerte).

NH 4Cl H 2O Cl NH 4

H 2O

NH 4

Cl

H 2O

HCl OH

H 2O

NH 4 OH

H

Por lo tanto la disolución tendrá carácter ácido. pH

1 ( pK w 2

pK b log Cs )

Ácidos y bases

36

Calcula el pH de una disolución 0,5 M de cloruro de amonio. Dato: Contante de disociación del amoniaco Kb=1,85·10-5. Una sal en disolución se encuentr totalmente disociada. NH 4Cl

Kh

NN 4OH

NN 4

CS

CS

H

NN 4 Kw CS K a

Cl

NN 4 H 2O CS (1 )

OH

CS

OH

CS (1

10 14 0,5 1,85 10

CS

Kw Kb

)

3, 29 10

5

NN 4OH H CS CS

Kh

Kw CS K b

5

la concentración de OH - , el pOH y el pH. H pH

CS log H

H

0,5 3, 29 10 log 1, 64 10

Aplicando la fórmula: pH

5

1 ( pK w 2

5

1, 64 10 pH

5

4, 78

pKb log Cs )

Ácidos y bases

pH

4, 78 37

Hidrólisis: Sal de ácido débil y base débil - Por ejemplo el NH4Ac. En este caso el anión Ac-, es la base conjugada de un ácido débil (una base moderadamente fuerte) y el NH4+ será el ácido conjugado de una base muy débil (un ácido moderadamente fuerte). NH 4 Ac H 2O Ac NH 4

H 2O

NH 4

Ac

H 2O

HAc OH

H 2O

NH 4 OH

H

Por lo tanto la disolución tendrá carácter ácido o básico según el caso. pH

1 ( pK w 2

pK a

pK b )

Ácidos y bases

38

 Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón - Cuando se añade una pequeña cantidad de ácido al agua se modifica fuertemente el pH. - Existen una serie de disoluciones que tienen a regular el pH frente a pequeñas adiciones de ácido o base. - Estas disoluciones están formadas por un ácido débil y una sal de este ácido y una base fuerte. - Según la teoría de Brønsted y Lowry una disolución del ácido y su base conjugada en concentraciones iguales. HAc NaAc

Ac Na

H Ac

NH 4OH NH 4Cl

Ácidos y bases

NH 4 NH 4

OH HCl

39

HAc Ca Ca (1 Ka

Ac

H

Ka

NaAc

Na

Ac

Cs

Cs

Cs ) Ac

Ca H HAc

Ca H

Ka

HAc Ac

- El ácido va a estar muy poco disociado, por efecto del ión común, hay exceso de acetato que desplza el equilibrio hacia la izquierda. - La concentración de acetato es la concentración de sal. pH

pK a

log

Ácidos y bases

sal ácido

40

El ácido benzoico (C6H5COOH) y el benzoato de sodio (NaC6H5COO) forman una disolución amortiguadora. Calcular: ¿cuántos gramos de ácido hay que mezclar con 14,4 gramos de la sal de sodio para preparar un litro de disolución de pH de 3,88? Dato: Ka (C6H5COOH) = 6,3·10-5. HA

A

Ka

H

NaA

Ca Ca (1 Ka

3,88

Na

A

Cs ) A

Ca

Ca

H

H

HA

log 6,3 10

5

Cs Ka

14, 4 log 144 ma 122

HA A

ma

Ácidos y bases

pH

pK a

log

Cs sal ácido

25,52 g de ácido benzoico 41

9. Titulaciones ácido-base - Los ácidos reaccionan con las bases en una reacción que se denomina neutralización. - La titulación es un procedimiento que nos permite conocer experimentalmente el volumen requerido de una disolución de concentración dada para neutralizar exactamente el soluto ácido o básico de otra disolución. - Las curvas de titulación nos muestran como varía el pH de una disolución según se va añadiendo volumen de una disolución ácida o básica.

Ácidos y bases

42

 Titulación de HCl con NaOH (ácido y base fuerte) - Se toma un volumen conocido de una disolución problema de HCl. Se le añaden tres gotas de indicador ácido base. - Sobre él se añade desde la bureta gota a gota una disolución de NaOH de concentración conocida. - Cuando se han añadido el mismo número de equivalentes de NaOH que de HCl había en disolución, el pH de la disolución cambia bruscamente y vira el color del indicador. Ácidos y bases

43

 Titulación de HAc con NaOH (ácido débil y base fuerte) - El procedimiento es el mismo pero lo que ocurre es diferente. - El HAc reacciona con la NaOH para dar NaAc y agua. - Pero el ión acetato produce hidrólisis básica y cuando se añade una cantidad equivalente de NaOH la disolución no es neutra sino básica.

HAc

NaOH

NaAc Ac

Ácidos y bases

Na H 2O

NaAc H 2O Ac HAc OH 44

 Cálculos estequiométricos en una valoración En el punto de equivalencia: - El número de equivalentes de ácido deben ser igual al número de equivalentes de base. - El número de moles de H+ deben ser igual al número de moles de OH-.

mH n A

nB(OH ) m

Bn Am m n H 2O

Equivalentes de ácido = Equivalentes de base moles de H

moles de OH

Va M a vala

Va N a

Vb N b

Vb M b valb

Va M a n Vb M b m Ácidos y bases

45

10. Equivalente químico - Masa equivalente: Es la masa de un elemento que se combina con 8 g de oxígeno (o aproximadamente con 1 g de hidrógeno)

Masa Equivalente

Masa Atómica valencia

Masa Molecular valencia

- Valencia •Para un ácido igual al número de H+ ionizados. •Para una base igual al número de iones OH-. •Para una sal igual a la carga de los aniones o los cationes. •Para un oxidante o reductor igual al número de electrones ganados o perdidos en el proceso. Ácidos y bases

4

Masa Masa Equivalente

Número de equivalentes

nequivalentes

val nmoles

N

val M

En una reacción química siempre reaccionan equivalente a equivalente. Número de equivalentes

ácido

VÁcido N Ácido VÁcido val Ácido M Ácido

Número de equivalentes

báse

VBase N Base VBase valBase M Base

Ácidos y bases

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Determina la masa equivalente de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, hidróxido sódico, hidróxido de magnesio, hidróxido de aluminio, óxido de cinc, oxido de sodio, cloruro de calcio y sulfato de aluminio. Un químico orgánico sintetiza un compuesto X con propiedades ácidas. Una muestra de 0,72 g requiere 30 mL de Ba(OH)2 0,2 M para su valoración. ¿Cuál es el peso equivalente de X? Sol: 60 g/eq Calcula la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 83,6 %, que podrán ser atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1N. Sol: 8,97 g En la valoración de 50 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico se han gastado 37,6 cm3 de hidróxido de potasio 0,2 N. Halla su normalidad, así como los gramos de H2SO4 disueltos en los 50 cm3. Sol: 0,15 N y 0,368 g Ácidos y bases

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