Acidos y Bases

5/9/2018 Acidos y Bases - slidepdf.com

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Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiabaen la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en laUniversidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un

estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disolucioneselectrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría dela disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicasque contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían unaconcentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en elagua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como unasustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-.La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- H2O

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general

como sustancias que, en solución acuosa.

• Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

• Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

• Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierroproduciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).

• Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen ioneshidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal

que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ionno metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos dealto punto de fusión y de ebullición.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases(también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

• Tienen un sabor amargo.

• Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

• Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

• Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran enrealidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases concompuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definicionesde Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate desoluciones acuosas.

Acidos y bases de Arrhenius:

• Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.



• Las bases liberan iones hidróxido en agua.

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En

1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor dequímica en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantesfueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fueun químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoríarevolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases ensolución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases norelacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,

• Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues donaun ion hidrógeno, H+

• Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues aceptaun ion hidrógeno, H-

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no senecesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una baseen una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de aguacediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base NH2- + base + H+

Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por losprotones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1)con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder elprotón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar elprotón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). Laecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derechao izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se

produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte enagua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ionhidronio:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la baseconjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O,un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y notransfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O H3O+ + F-



Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una basemás débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoríade Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrarpropiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidoscomo con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia deun ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácidocon mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte queella (como el amoníaco):

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense queinventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts,y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga.Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912.A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en laUniversidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuelade Química.

La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaríacompleta sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos ybases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidosy bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. Dehecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicases también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, lasdefiniciones para ácidos y bases son:

• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) unpar electrónico.

•

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) unpar electrónico.



Ejemplos

Ejemplo de la teoría de Arrhenius:

• El ácido Clorhídrico, HCl (ac) reacciona con el magnesio metálicoproduciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.

2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)

Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:

• En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con aguapara dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todaslas bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con ladefinición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de lareacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor deprotones (la base) es el agua.

HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Ejemplo de la teoría de Lewis:

• El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder unpar de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

H3N: + BF3ðH3N-BF3

Definición de PH y POH

Se define el pH como el logaritmo de la inversa de la “actividad” deprotones.Si bien las mediciones de pH se relacionan con la actividad del protón y nocon su concentración, tomarán para sus cálculos un = 1, de manera que elpH se puede calcular como el logaritmo de la inversa de la concentraciónmolar de protones, o lo que es lo mismo:pH = log 1/[H+] = - log [H+]Del mismo modo definimos pOH como:pOH = log 1/[OH-] = - log [OH-]Por supuesto, hablamos siempre de concentraciones molares. Además sepuede deducir que:[H+] = 1 x 10-pH y [OH-] = 1 x 10-pOH



Ecuación de Henderson-Hasselbalch

La ecuación de Henderson-Hasselbalch (frecuentemente mal escrito comoHenderson-Hasselbach) fórmula química que se utiliza para calcular el pH,de una solución buffer, o tampón, a partir del pK a (la constante dedisociación del ácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido obase, del ácido o la base conjugada.

Donde:

• S es la sal o especie básica, y• A es el ácido o especie ácida

En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.

La ecuación implica el uso de las concentraciones de equilibrio del ácido ysu base conjugada. Para el cálculo del pH en soluciones buffer,generalmente se hace una simplificación y se utilizan las concentracionesiniciales del ácido y la sal. En la misma aproximación, tampoco se considerael aporte del agua, lo cual no es válido para soluciones muy diluidas.

Supóngase un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

Y la constante de disociación asociada será:

Despejando [H3O +] de la constante de disociación:

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/PH

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluci%C3%B3n_buffer

http://es.wikipedia.org/wiki/PKa


http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_acidez


http://es.wikipedia.org/wiki/PH

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluci%C3%B3n_buffer




http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica



Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de loslogaritmos para un producto se llega a:

E invirtiendo el cociente:

Indicadores ácido-base.

Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tienediferente color que la forma sin disociar , ello es debido a que estánformados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar ladistribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el

desplazamiento hacia una forma mas o menos disociada,

hace que la absorción energética delsistema se modifique y con ello el color.

Se podría establecer un equilibrio dedisociación para una forma de indicador ácido HIn:

HIn X In- + H+

Color A Color B

La aplicación de la ley de acción de masas a este equilibrio, nos da que:

, de lo que .

Si el medio es ácido, y aumenta la concentración de H +, deberá disminuir larelación [In-]/ [HIn]. Para ello el equilibrio tendrá que desplazarse hacia laizquierda, aumentando la concentración de HIn, y dominando su color. Si elmedio es básico, el cociente tendrá que aumentar, desplazándose elequilibrio hacia la derecha y dominando el color B. Naturalmente como setrata de un equilibrio, coexisten las dos formas, y por ello el color que toma

procede de la mezcla de colores y de su proporción. Como los indicadorestienen diferentes constantes de equilibrio, por eso cambian de color endistintos intervalos de pH, esto suelo ocurrir aproximadamente a pH=pK"1.Cuando coexisten varios equilibrios entre formas tautomerías, hay variospK, y por lo tanto más de un cambio de color.



Soluciones amortiguadoras.

Son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muypoco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en

técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, esprecisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, sueledecirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos estánformados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácidocon base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato desodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, porejemplo, amoníaco y cloruro de amonio. La aplicación más importante deesta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de laregulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia delos amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración dehidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuandose añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y creceparalelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre,que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que laconcentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.

Un sistema amortiguador es una solución que puede absorber grandescantidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en supH, es decir, es una disolución que contiene unas sustancias que inhiben loscambios de HP, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichassustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido

acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, porejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de losorganismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar yciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones tamponesexistentes en la naturaleza. Las disoluciones tampones se utilizan enquímica y sirven como referencia en la medida del pH.Los amortiguadores tienen máxima eficiencia para neutralizar los ácidos ylas bases que se añaden, cuando las concentraciones del ácido débil (o de labase) y de la sal son iguales. Podremos preparar una soluciónamortiguadora de casi cualquier pH, si escogemos el ácido (o base) débilcorrecto. Existe un ion común entre el electrolito débil y su sal. Elcomportamiento de una solución amortiguadora puede ser explicado

siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca del efecto del ioncomún y el Principio de Le Chatelier, el cual dice que si un producto o



subproducto es eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y lareacción producirá más producto con el objeto de compensar la pérdida. Enlas polimerizaciones, este truco es usado para hacer que las reaccionesalcancen altas conversiones.

TABLA DE LOS PRINCIPALES INDICADORES



PREPARACIÓN DE LOS PRINCPALES INDICADORES

Los indicadores constituyen una gran herramienta en la determinación delas propiedades químicas mediante la observación física, de este modoresulta sencillo determinar y describir a una sustancia como acido o base.El trabajar con sustancias acidas y básicas resulta gran parte dentro de laexperimentación en química analítica, ya que mediante procesos detitulación y valoración de sustancias se describe todos los rasgos que poseadicha sustancia.Cada uno de los indicadores posee un intervalo de virajeque lo caracteriza, es decir, un entorno en mayor o menor medida, reducidode unidades de pH. Dentro de dicho intervalo es donde se produce elcambio de color, o viraje. Un indicador tiene mayor utilidad, cuanto más

Indicador color ácido pH viraje color básicoamarillo dealizarina GG

Amarillo claro 10,0 - 12,1 Rojo castaño

azul debromofenol Amarillo 3,0 - 4,6 Violetaazul debromotimol

Amarillo 6,0 - 7,6 Azul

fenolftaleína Incoloro 8,2 - 9,8 Violeta / rosam-cresolpúrpura Amarillo 7,4 - 9,0 Púrpuranaranja de metilo Rojo 3,1 - 4,4 Amarillo naranjapúrpura debromocresol

Amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo congo Azul violeta 3,0 - 5,2 Rojo naranjarojo debromofenol

Naranja amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo de cresol Amarillo 7,0 - 8,8 Púrpurarojo de fenol Amarillo 6,4 - 8,2 Rojorojo de metilo Rojo 4,4 - 6,2 Amarillo naranjarojo neutro Azul rojizo 6,4 - 8,0 Naranja amarillotimolftaleína Incoloro 8,6 - 10,0 Azultornasol Rojo 5,0 - 8,0 Azulvioleta de metilo Amarillo 0,1 - 1,6 Azul / violeta4-dimetilaminobenzol

Rojo 2,9 - 4,0 Amarillo naranja

(F) esculina Índigo débil 1,0 - 1,5 Azul intenso(F) beta-naftilamina Incoloro 2,8 - 4,4 Violeta(F) alfa-naftilamina

Incoloro 3,4 - 4,8 Azul

(F) fluoresceína Azulado 3,8 - 4,3 Azul intenso(F) eosina Incoloro 3,9 - 4,5 Amarillo naranja(F) eritrosina Incoloro 3,7 - 4,6 Amarillo verdoso(F) acridina Verde 5,3 - 6,4 Violeta(F) umbeliferona Incoloro 6,2 - 8,3 Azul intenso(F) cumarina Incoloro 9,2 - 10,5 Verde amarillo(F) beta-metilumbeliferona

Índigo débil 6,9 - 7,1 Azul intenso



pequeño es su intervalo de viraje, produciéndose así de forma más clara ysencilla el cambio de color.

Los indicadores ÁCIDO-BASE se dividen en 2:•

ÁCIDO-BASE NATURAL• ÁCIDO-BASE SINTÉTICO

Con el ÁCIDO-BASE NATURAL como su nombre lo indica son sustanciasobtenidas directamente de la naturaleza y ya están listos para indicar el PHde una sustancia.Pero con el ÁCIDO-BASE SINTÉTICO es algo muy distinto puesto que estepasa por una serie de procesamientos ya que no están acondicionadoscomo los naturales, pero a diferencia del natural este suele ser más exactoal determinar el PH de una sustancia.

Comúnmente para observar todos los intervalos de pH se utiliza el indicador

universal, que es una mezcla de varios indicadores.La col roja se llama indicador debido a que indica la presencia de iones dehidroxilo al cambiar de su color púrpura pálido a azul- verde. El jugo de colroja indica la presencia de iones hidrógeno al cambiar de púrpura pálido arosa. La configuración de las moléculas del jugo hace que la luz púrpura seareflejada, haciendo que el líquido parezca de color púrpura. La presencia deiones de hidrógeno o hidroxilos cambia la forma de las moléculas del jugo;la luz reflejada por las moléculas se cambia; el color del jugo cambia. La florde jamaica también se puede utilizar para estos fines.

Solución Preparación Valor de pHaproximado

1 5mL. de ácido clorhídrico en 5mLde extractoderepollo rojo

1

2 5 mL. de agua destilada + 5 gotas devinagreBlanco + 5 mL. de extracto de repollo rojo

3

3 5 mL. De alcohol + 5 mL. de extracto derepollo

5

4 5 mL. De agua destilada + 5 mL. de extractoderepollo rojo

6

5 5 mL. de agua destilada + 1 gota dedetergenteCon amoniaco + 5 mL. de extracto de repollorojo

9

6 5 mL. de agua destilada + 5 gotas dedetergente + 5 gotas de extracto de repollorojo

11

7 5 mL. de solución diluida de hidróxido de

sodio+ 5 mL. de extracto de repollo

12



CURVA DE VALORACION

Las valoraciones se representan mediante curvas de valoración, en las quesuele representarse como variable independiente el volumen añadido dedisolución estándar, titulante o patrón, mientras la variable dependiente esla concentración del analito en la etapa correspondiente de valoración (enuna valoración ácido-base es generalmente el pH de la disolución, quecambia según la composición de las dos disoluciones).

En el caso de las valoraciones ácido-base, las curvas de valoración reflejanla fuerza del ácido y de la base correspondiente. Por ejemplo, en unavaloración de ácido fuerte con una base débil, la curva de valoración serárelativamente lisa, aunque muy escarpado para puntos cerca el punto deequivalencia de la valoración.

En este caso, pequeños cambios en el volumen del valorante producen

cambios grandes del pH cerca del punto de equivalencia. En este caso, unaamplia gama de indicadores sería apropiada (por ejemplo el tornasol, lafenolftaleína o el azul de bromotimol). Por otro lado, si uno de loscomponentes de una valoración ácido-base es un ácido débil o una basedébil, y el otro es un ácido fuerte o una base fuerte, la curva de valoraciónes claramente irregular cerca del punto de equivalencia (y el pH no cambia"tanto" con la adición de pequeños volúmenes de valorante).

Como ejemplo, la curva de valoración del ácido oxálico (un ácido débil) conhidróxido de sodio (una base fuerte) se ha representado en la imagenanterior. Aquí, el punto de equivalencia ocurre a un pH de

aproximadamente 8-10, y así el analito es básico en el punto deequivalencia (con más precisión, la sal sódica producida por la reacción dehidrólisis en el agua para producir iones hidróxido).

Un indicador como la fenolftaleína sería apropiado para esta valoración enparticular.

La curva de valoración correspondiente a una valoración de una base débilcon un ácido fuerte ácida se comporta de modo similar.

En este caso, indicadores como el naranja de metilo o el azul de bromotimol

se utilizan habitualmente. Por otro lado, las valoraciones ácido-base en lasque los componentes son una base y un ácido débil, son de naturaleza



bastante irregular. Debido a la naturaleza de tales valoraciones, no hayningún indicador químico apropiado, y por ello a menudo se utiliza el pHmetro.

UTILIDAD DE LA CURVA DE VALORACION

Aunque se haya realizado una buena elección del valorante y se trabaje conmucho cuidado, aún es posible cometer un importante error en ladeterminación de la concentración del analito si no se elige el indicadoradecuado.

El indicador es un recurso que nos permite “visualizar” en que momento secompletó la reacción que nos interesa. En este momento se alcanza elpunto final de la titulación y es entonces cuando se tomará en cuenta elvolumen de valorante consumido para alcanzar ese punto.

Por otra parte, es posible analizar de manera teórica cual seria el valor deuna propiedad medible, por ejemplo un pH, cuando la reacción se completa,este valor corresponde a una especie de “punto final teórico” y se conocecomo punto equivalente de la titulación. Su nombre sugiere que en esemomento se han hecho reaccionar cantidades equivalentes del analito y deltitulante.

De acuerdo a esta descripción resulta claro la valoración ideal será aquellaen la que el punto final coincida con el punto equivalente (es como decir “loteórico con lo experimental” o “lo esperado con lo encontrado”), en lamedida que estos dos puntos sean diferentes, mayor será el error que secometa.

Ya dijimos que una de las opciones es utilizar un indicador que nos permita,a partir de la observación de un cambio de color, conocer el volumen delpunto final.Otra alternativa es medir una propiedad que vaya variando a lo largo de latitulación y graficarla en función del volumen de titulante agregado. Es así que se construyen las curvas de titulación. A partir de las mismas,gráficamente se determina el volumen necesario para alcanzar el punto

final.

http://es.wikipedia.org/wiki/PHmetro






CURVA DE VALORACION DE ACIDO FUERTE CON BASE FUERTE

La curva detitulación producidacuando se añadeuna base fuerte a unácido fuerte tiene la

forma que semuestra

Esta curva describeel cambio de pH queocurre a medida quese añade NaOH0.100M a 50.0mL de

HCl 0.100M. El pH de la solución antes de la adición de cualquier base sedetermina por la concentración inicial del ácido fuerte.

A medida que se añade NaOH, el pH se incrementa lentamente al principio,y después rápidamente en la vecindad del punto de equilibrio. El pH de lasolución antes del punto de equivalencia se determina por la concentracióndel ácido que aún no ha sido neutralizado por la base. El pH en el punto deequivalencia es el pH de la sal resultante. Debido a que la sal que seproduce por la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte no sehidroliza y el punto de equivalencia ocurre a pH 7.00. El pH de la solucióndespués del punto de equivalencia está determinado por la concentracióndel exceso de base en la solución.

Debido a que el cambio de pH para una titulación de ácido fuerte-base

fuerte es muy grande cerca del punto de equivalencia, el indicador para latitulación no necesita cambiar de color precisamente a 7.00. La mayor parte



de las titulaciones ácido fuerte-base fuerte se llevan a cabo utilizandofenolftaleína como indicador, porque su cambio de color es dramático.

La titulación de una solución de una base fuerte con una solución de ácidofuerte, produce una curva análoga de pH como función del ácido agregado.

En este caso, sin embargo, el pH es alto al inicio de la titulación y bajocuando llega a su término.

CURVA DE TITULACION PARA ACIDO DEBIL Y BASE FUERTE

La titulación es utilizada para determinar la cantidad de ácidos en unasolución dada. Un volumen de concentración conocida del ácido, es tituladocon una solución de concentración conocida de una base fuerte, usualmentehidróxido de sodio (NaOH). Esta última solución es agregada en pequeñascantidades hasta que el ácido es neutralizado o consumido, esto último severifica con un colorante o bien un potenciómetro (aparato que mide elcambio en el pH). La concentración del ácido en la solución original puedeser calculada a partir del volumen y la concentración de la solución de baseagregada. El resultado de graficar el pH contra la cantidad de NaOHagregado es conocido como curva de titulación, esta curva revela el pK ade un ácido débil. Considérese la titulación de una solución 0.1 M de ácidoacético con una solución 0.1 M de NaOH a 25 °C. En este proceso existirándos equilibrios reversibles:

H2O ↔ H+ + OH-

Ac. Acético ↔ H+ + Acetato-

Estos equilibrios simultáneamente conformarán sus constantes de equilibriocaracterísticas que son respectivamente las siguientes:

K w = [H+][ OH-] = 1X10-14 M



Figura: representación de la disociacióndel ácido acético en agua.

Al inicio de la titulación, antes de agregar al NaOH (OH

-

), el ácidoacético (CH3COOH) está muy poco ionizado, está cantidad puede sercalculada a partir de su constante de disociación (pK a). El rectángulo

muestra la región amortiguadora, que para el ácido acético está entre 3.76y 5.76 unidades de pH. El protón disociado del ácido acético es utilizadopara formar agua a medida que se agrega la solución de la base fuerte

(NaOH). El punto en el cual las concentraciones del ácido y su baseconjugada son iguales, es precisamente el pK a, que en este caso sucede a

un pH de 4.76. En la región en la cual el pH cambia muy poco con referenciaal pK a del ácido en cuestión, es precisamente en donde se encuentra sucapacidad amortiguadora, en este caso de 3.76 a 5.76 unidades de pH.

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