TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA (Oposiciones de Enseñanza...

www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química©Antonio Abrisqueta García.1999. Temario Específico – Tema 55

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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)

-------------------------------------------------------------------------------TEMA 55

ÁCIDOS Y BASES. TEORIAS. MEDIDAS DE pH. INDICADORES. PROCE-DIMIENTOS PARA LA REALIZACIÓN EXPERIMENTAL DE UNA CURVA DEVALORACIÓN ÁCIDO-BASE. HIDRÓLISIS. SOLUCIONES AMORTIGUADO-RAS. LLUVIA ÁCIDA Y CONTAMINACIÓN.

Esquema

1. Ácidos y bases.1.1. Propiedades de ácidos y bases.

2. Definición de Arrhenius.2.1. Neutralización2.2. Limitaciones de la Teoría de Arrhenius.

3. Definición protónica de Brönsted-Lowry.3.1. Ácidos y bases conjugados.3.2. Sustancias anfitrópicas3.3. Fuerza de ácidos y bases.3.4. Definición de Lux-Flood.3.5. Definición de los sistemas disolventes.

4. Definición electrónica de Lewis.5. Fuerza de ácidos y bases.

5.1. Grado de realización de la reacción ácido-base.5.2. Constantes de ácido y de base. PKa y pKb.

6. Ionización del agua. Escala de pH.6.1. Producto iónico del agua.6.2. Definición de pH.

7. Medidas de pH.7.1. Cálculos de pH

7.1.1. Ácidos fuertes.7.1.2. Bases fuertes.7.1.3. Ácidos débiles.

8. Indicadores.9. Curvas de valoración ácido-base.

9.1. Análisis volumétrico.9.2. Valoración de ácido fuerte con base fuerte.9.3. Valoración de base fuerte con ácido fuerte.9.4. Valoración de ácido débil con base fuerte.9.5. Valoración de base débil con ácido fuerte.

10. Hidrólisis.10.1. Mecanismo de la hidrólisis.10.2. Sal de ácido fuerte y base fuerte.10.3. Sal de ácido débil y base fuerte.10.4. Sal de ácido fuerte y base débil.10.5. Sal de ácido débil y base débil.

11. Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón.


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12. Lluvia ácida y contaminación.12.1. Mecanismo de la lluvia ácida.12.2. Consecuencias destructivas de la lluvia ácida.


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TEMA 55

ÁCIDOS Y BASES. TEORIAS. MEDIDAS DE pH. INDICADORES. PROCE-DIMIENTOS PARA LA REALIZACIÓN EXPERIMENTAL DE UNA CURVA DEVALORACIÓN ÁCIDO-BASE. HIDRÓLISIS. SOLUCIONES AMORTIGUADO-RAS. LLUVIA ÁCIDA Y CONTAMINACIÓN.

1. ÁCIDOS Y BASES

Desde los primeros tiempos del desarrollo de la Química como ciencia, los inves-tigadores, en su afán de ordenar sus conocimientos acerca de la materia, se fijaron en elcomportamiento de las distintas sustancias observando semejanzas y diferencias. Comoconsecuencia de ello, clasificaron a los compuestos en tres grandes grupos: ácidos, ál-calis (o bases) y sales.

1.1. Propiedades de ácidos y bases.

Las propiedades comunes de las sustancias de cada uno de los tres grupos fueroncompletándose por vía experimental a la vez que se modificaban las ideas acerca de laposible composición de dichas sustancias. En la evolución de los conceptos de ácido,base y sal intervinieron científicos tan prestigiosos como Boyle, Lavoisier, Gay-Lussac,Berzelius, etc.

Las primeras definiciones a comienzos del siglo XIX fueron operacionales, es de-cir, basadas en las propiedades comunes observadas, pero no hacen referencia a ningunacaracterística común en la estructura molecular de los ácidos y de las bases. En talesdefiniciones se caracterizaban:

- Los ácidos-Compuestos con sabor agrio característico.-Sus disoluciones cambiaban de color a colorantes vegetales.-Disuelven a muchas sustancias.-Contienen hidrógeno que puede liberarse en forma gaseosa, al reaccionar sus

disoluciones acuosas con metales activos.-Pierden sus propiedades características al reaccionar con las sustancias llamadas

bases.

-Las bases-Compuestos con sabor amargo característico.-Suavidad al tacto (hidrolizan las proteínas de la piel).-Sus disoluciones cambian el color a colorantes vegetales.-Precipitan muchas sustancias que son solubles en ácidos.-Pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos.

A continuación estudiaremos cada una de las más importantes definiciones deácido-base.


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2. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS

La primera definición de carácter conceptual fue establecida por Arrhenius a finesdel S.XIX dentro de su teoría general de la ionización o disociación de muchos com-puestos al disolverse en agua.

Según Arrhenius "ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza de-jando en libertad iones H+ y base es toda sustancia que en disolución acuosa se ionizaliberando iones OH−". Así, según Arrhenius, son ácidos:

HCl (disol.acuosa) ←→Cl− (aq) + H+ (aq)H2SO4 (disol.acuosa) ←→ SO4

= (aq) + 2H+ (aq)

y son bases: NaOH (disol.acuosa) ←→ Na+(aq) + OH−(aq) Ca(OH)2 (disol.acuosa) ←→ Ca+2(aq) + 2OH−(aq)

2.1. Neutralización.

Con la definición de Arrhenius se comprende fácilmente la teoría de la neutraliza-ción: H+ + OH− ←→ H2O

De acuerdo con esta expresión, para la reacción de neutralización se ha de esperarque las características de esta reacción sean idénticas e independientes del ácido y baseque reaccionen. Esto es lo que se encuentra experimentalmente, por ejemplo, la entalpíamolar de neutralización para estas reacciones es aproximadamente constante e igual a−56'9 KJ/mol.

Uno de los resultados más importantes de la teoría de la disociación iónica deArrhenius fue el explicar que ácidos diferentes tuvieran fuerzas distintas. Dicho hechoes fácilmente justificado a partir del diferente grado de disociación de los distintos áci-dos, considerado como el tanto por uno de moléculas de ácido o base disociadas. SegúnArrhenius, un ácido fuerte tiene un alto grado de disociación y un ácido débil está par-cialmente disociado.

2.2. Limitaciones de la Teoría de Arrhenius.

Las limitaciones de la teoría de Arrhenius son evidentes y numerosas. Destacare-mos las siguientes:

- El carácter ácido--base queda limitado al medio acuoso.- No explica el carácter ácido-base de muchos compuestos en cuyas moléculas no

figuran H+ u OH− (como NH3, CO3Na2,…)Todas estas objeciones condujeron a la necesidad de proponer una definición más

general que pudiera aplicarse a cualquier disolvente. Hay que reconocer que los con-ceptos de ácido y de base según Arrhenius fueron y son aún de extraordinaria utilidad.

3. DEFINICIÓN PROTÓNICA DE BRÖNSTED-LOWRY

La definición protónica de ácido-base fue propuesta por el danés Brönsted y el in-glés Lowry de forma independiente en 1923 y dice así: "Acido es cualquier sustanciamolecular o iónica que puede ceder un protón a otra que se comporta como base. Portanto una Base es cualquier sustancia que puede aceptar un protón de otra que se com-


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porta como ácido." Del mismo concepto de ácido y base se deduce que una sustanciaácida no puede actuar como tal mas que en presencia de una base y viceversa.

3.1. Ácidos y Bases conjugados.

Cuando un ácido cede un protón a una base, el resto de la molécula del ácido pue-de volver a aceptar un protón, lo que implica que se ha convertido en una base que reci-be el nombre de "base conjugada". Igual sucede cuando una base acepta un protón, quese convierte en un "ácido conjugado". Ejemplo:

HCl + NH3 ←→ Cl− + NH4+

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

Por tanto todas las reacciones ácido-base según Brönsted-Lowry implican la pre-sencia de dos pares ácido-base en equilibrio.

3.2. Sustancias anfitrópicas.

Muchos compuestos pueden actuar romo ácidos y como bases, dependiendo de lasustancia con la que se encuentren. Así por ejemplo, el agua actúa como base frente alcloruro de hidrógeno en disolución (ácido clorhídrico), HCl:

HCl + H2O ←→ Cl− + H3O+

y como ácido frente al NH3 :NH3 + H2O ←→ NH4

+ + OH−

A estas sustancias se les llama anfitrópicas. Son anfitrópicos también, los ionesintermedios de los ácido di- o tripróticos. Así, el HCO3

− actúa:

- como ácido frente al NaOH:HCO3

−(aq) + Na+(aq) + OH−(aq) ←→ CO3=(aq) + H2O + Na+(aq)

- como base frente al HF:HCO3

−(aq) + HF(aq) ←→ H2CO3 + F−(aq)

Esta definición limita los ácidos a los compuestos que tienen hidrógeno. Sin em-bargo existen muchas sustancias que sin tener hidrógeno se comportan como ácidos (elAlCl3 neutraliza una disolución de NH3). Hechos semejante a este son justificados me-diante una definición más amplia de ácidos y bases propuesta por Lewis.

3.3. Fuerza de ácidos y bases.

Tornando el agua como disolvente podemos establecer una escala de fuerza ácidao básica de tal forma que para la reacción del HCl y de CH3COOH con el agua, obser-vamos que K(HCl)>K(CH3COOH) de lo que se deduce que el HCl es más ácido que elCH3COOH. Igualmente se puede establecer para las bases.

Sin embargo, los ácidos muy fuertes o las bases muy fuertes gozan aproximada-mente de la misma fuerza frente al agua y por tanto el disolvente hace de nivelador de lafuerza ácida o básica.

Acidos fuertes: HClO4, H2SO4, HNO3, HCl,...Bases fuertes: NaOH, KOH,...


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Estos ácidos están totalmente disociados en agua y para poder distinguir la fuerzaácida de los ácidos, hemos de tomar un disolvente más ácido que el agua, tal como elácido acético y así se obtiene:

HClO4>HBr>H2SO4>HCl>HNO3

Análogamente la distinta fuerza básica de las bases se podrá distinguir utilizandoun disolvente más básico que el agua como el NH3.

Observamos que en la teoría de Brönsted-Lowry, el disolvente desempeña un pa-pel importante toda vez que los términos ácido o base son función de la fuerza ácida obásica del disolvente con que se enfrenten. De acuerdo con este concepto se entiendecomo disolvente "aprótico" aquel en el cual, un soluto ácido o básico no produce ningu-na reacción (benceno, tolueno, tetracloruro de carbono).

3.4. Definición de Lux-Flood.

Para poder tratar dentro del concepto ácido-base muchas reacciones que tienen lu-gar en sistemas fundidos, sin presencia de disolvente, Lux expresó una definición queposteriormente fue extendida por Flood, y dice así:

Acido es un aceptor de iones óxido, así en:SiO2 + CaO ←→ CaSiO3

el SiO2 actúa como ácido frente al CaO que se comporta como base.

3.5. Definición de los sistemas disolventes.

El estudio de disolventes distintos del agua pusieron de manifiesto que otras mu-chas sustancias que se podían utilizar como disolventes, se autoionizaban de modo si-milar al agua:

2H2O ←→ H3O+ + OH−

2NH3 ←→ NH4+ + NH2

−

2H2SO4 ←→ H3SO4+ + HSO4

−

2CH3COOH ←→ CH3COOH2+ + CH3COO−

2OPCl3 ←→ OPCl2+ + OPCl4−

Los estudios iniciados con el amoníaco líquido llegaron a suponer que en un di-solvente cualquiera se comporta como ácido aquella sustancia capaz de ceder el catióndel disolvente y como base aquella sustancia capaz de ceder el anión del disolvente. Eneste sentido, la neutralización es la reacción de una sustancia que contiene el anión conuna que contiene el catión para dar una sal y una molécula del disolvente:

NH4Cl + KNH2 ←→ KCl + 2NH3

Según este concepto, son también ácidos o bases indirectos aquellas sustanciasque aún sin tener respectivamente el anión o el catión del disolvente, son capaces deproducirlo en disolución. Por ejemplo:

HClO4 + NH3 ←→ ClO4− + NH4

+

También PCl5 y FeCl3 son ácidos en OPCl3:OPCl3 + PCl5 ←→ PCl6− + OPCl2+

OPCl3 + FeCl3 ←→ FeC4− + OPCl2+


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La cantidad de datos que hoy día son conocidos sobre el comportamiento de dis-tintas sustancias en distintos disolventes es muy importante y este tipo de estudiosconstituye un capítulo fundamental en el desarrollo de la Química Inorgánica.

4. DEFINICIÓN ELECTRÓNICA DE LEWIS

La teoría electrónica de ácidos y bases de Lewis, surgió en el año 1923 casi si-multáneamente a la de Brönsted-Lowry, pero su formulación completa la propuso en1938.

Según esta teoría, "ácido es cualquier especie química capaz de aceptar un par deelectrones que proceden de otra especie química llamada base".

Según esta teoría, serán ácidos todas aquellas sustancias que tengan orbitales condeficiencia electrónica y bases aquellas sustancias que tengan un par electrónico quecompartir.

Todas las bases de Brönsted-Lowry, lo son también de Lewis, puesto que según lateoría protónica, reaccionan combinándose con un protón, es decir, donando electronesal protón. Sin embargo, un ácido de Brönsted-Lowry requiere que tenga un protón paratransferirlo a otra molécula, hecho no requerido en la definición de Lewis.

Esta teoría amplía las sustancias a considerar como ácidos, mientras que mantienecomo bases a las sustancias consideradas como tales en la teoría de Brönsted-Lowry.Las reacciones de neutralización, según Lewis, consisten en la formación de un enlacecovalente coordinado. Ejemplos:

Ácido BaseBF3 + :NH3 ←→ H3N→BF3

Ni+2 + 4 :CO ←→ Ni(CO)4+2

Ag+ + 2 :NH3 ←→ Ag(NH3)2+

H+ + H2O: ←→ H3O+

SO3 + CaO: ←→ CaSO4

BeCl2 + 2 :Cl− ←→ BeCl4=

Co+3 + 6 :NH3 ←→ [Co(NH3)6]+3

Ag+ + 2 CN− ←→ Ag(CN)2−

AlCl3 + :NH3 ←→ AlCl3NH3

En la última reacción, el AlCl3 se comporta como un ácido, porque el átomo de Altiene un orbital vacante, por lo que puede aceptar la compartición de la pareja de elec-trones solitaria que tiene el N del amoníaco. Este se comporta pues como una base.

Aunque esta tesis es más general, también es más compleja, así que será la teoríade Brönsted-Lowry la que emplearemos para el estudio del equilibrio ácido-base.


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5. FUERZA DE ACIDOS Y DE BASES.

5.1. Grado de realización de la reacción ácido-base.

Considerando la definición de ácido-base de Brönsted-Lowry se puede medircuantitativamente la fuerza de ácidos y bases por el grado en que los reaccionantes seconvierten en productos de reacción en la reacción general:

HA + B ←→ A− + HB+

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

Si la reacción está desplazada hacia la derecha: ácido l es más fuerte que ácido2.

El grado de realización de esta reacción depende no sólo de la tendencia de ácido la perder un protón, sino de la afinidad de base 2 por los protones. Por tanto, el únicomodo válido para comparar las fuerzas de los ácidos y las bases es medir la magnitud dereacción con una sustancia de referencia. Como sustancia de referencia se toma, en ge-neral, el agua. En las disoluciones acuosas de ácidos y bases se establecen los siguientesequilibrios, respectivamente:

HA + H2O ←→ A− + H3O+ (*)B + H2O ←→ HB+ + OH− (**)

Para la reacción (*) la constante de equilibrio tomará la forma:

O)(HHA).()OH().A(

2

3

aaaa

K+−

=

5.2. Constantes de ácido y de base. pKa y pKb.

Normalmente, las disoluciones acuosas que nos interesan son diluidas y por con-siguiente podremos considerar despreciables las atracciones electrostáticas entre losiones de signo contrario y utilizar en la constante de equilibrio las concentraciones delas especies presentes en lugar de las actividades. En estas disoluciones, la concentra-ción del agua cambia muy poco al variar la concentración de soluto por lo que sueletomarse como constante e incluirse en la constante de equilibrio:

[ ][ ][ ][ ]OH.HA

OH.A

2

3+−

=K ⇒ [ ] [ ][ ][ ]HA

OH.AOH. 3

2

+−

== KKa

siendo Ka la constante de ionización o disociación del ácido HA. Su valor nos indica laextensión de la reacción (*). Un valor elevado de Ka indica que la reacción está muydesplazada hacia la derecha, esto es, que HA es muy fuerte y viceversa. Comúnmentesuele decirse que un ácido es muy fuerte si Ka >103; es fuerte si Ka tiene un valor com-prendido entre 103 y 10−2, es débil si su valor está comprendido entre 10−2 y 10−7 y muydébil si Ka <10−7.

De modo análogo, la constante de equilibrio para la reacción (**) podemos expre-sarla así:

[ ][ ][ ]B

OH.HB −+

=bK

siendo c0αla constante de ionización o de disociación de la base B.

En los equilibrios de disociación de ácidos o bases es muy frecuente expresar laconstante de disociación en función del grado de ionización, α.


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Para el caso de un ácido: HA + H2O ←→ A− + H3O+

inicialmente: c0 0 0 y en el equilibrio: c0(1-α) c0α c0α

y la constante de equilibrio será: α

αααα

−=

−=

1)1(. 2

0

0

00 cc

ccKa

Al ser los valores de Ka y Kb muy pequeños, se consigue una escala mucho másútil usando logaritmos decimales cambiados de signo, introduciendo:

bb

aa

KpK

KpK

log

log

−=

−=

6. IONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.

6.1. Producto iónico del agua.

El agua, aún la más pura, se encuentra ligeramente ionizada o disociada en iones,según lo demuestra la pequeña conductividad que presenta cuando ésta se mide conaparatos muy sensibles; dicha ionización puede representarse así:

H2O + H2O ←→ H3O+ + OH−

Una molécula actúa como ácido y otra actúa como base. La constante, de equili-brio puede expresarse así:

[ ][ ][ ]2

2

3

OHOH.OH −+

=K siendo [ ] Cte.OH 2 = ⇒ [ ][ ]−+= OH.OH3wK

Y Kw se conoce como producto iónico del agua. Su valor, determinado experi-mentalmente a 25°C es:

Kw = 1’0.10-14 (mol/lit)2

En agua pura, las concentraciones de ion hidronio e ion hidroxilo son iguales.Luego en disoluciones neutras resulta:

[ ][ ] 143 10OH.OH −−+ = ⇒ [ ] [ ] moles/lit 10OHOH 7

3−−+ ==

Si al agua pura, le agregamos un ácido, debido al aporte de H3O+, la igualdad an-terior no se cumple. siendo [H3O+]»10-7 y para que siga cumpliéndose la constancia deKw, debe disminuir [OH−], o sea:

[ ] 73 10OH −+ > y [ ] 710OH −− <

Lo contrario ocurrirá al disolver una base en agua pura:[ ] 7

3 10OH −+ < y [ ] 710OH −− >La concentración de iones hidronio puede variar entre límites muy amplios, desde

10 M, en disoluciones fuertemente ácidas hasta casi 10-15 M, en disoluciones fuerte-mente alcalinas. Con el fin de simplificar el tratamiento matemático, a principios delsiglo actual, Sorensen introdujo la escala de pH.

6.2. Definición de pH.

Se define el pH, como el logaritmo decimal con signo cambiado, de la actividaddel ion hidrógeno en la disolución. pH=−log a(H+). Para disoluciones diluidas, en lugarde la actividad puede usarse la concentración molar: pH=−log[H+].


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De modo análogo se define pOH (o el pK) como el logaritmo decimal cambiadode signo, de la actividad del ion hidrógeno en la disolución, pH=−log a(H+), (o de laconstante de equilibrio de la reacción pK=−logKc). Análogamente para disolucionesdiluidas, en lugar de la actividad puede usarse la concentración molar correspondientes.

El valor de pH determina el transcurso de muchas reacciones y tiene una particu-lar importancia en la mayoría de las reacciones que tienen lugar en los organismos vi-vos. De ahí la gran importancia que tiene el cálculo de pH.

7. MEDIDAS DE pH

La importancia de la concentración del ion H3O+ o del ion OH−, nos conduce a in-sistir en la conveniencia de adquirir destreza en el cálculo de pH. Demos algunos equi-librios concretos:

En el caso de una disolución acuosa originada por la disolución de una cierta can-tidad de ácido HA en agua:

HA + H2O ←→ A− + H3O+

H2O + H2O ←→ H3O+ + OH−

Consideremos en disoluciones diluidas [H2O]=cte=55'5 mol/lit. Para calcular lasconcentraciones de HA, A− ,H3O+ y OH− hemos de plantear 4 ecuaciones que son:

1ª Ecuación[ ][ ]

[ ]HAOH.A 3

+−

=aK

2ª Ecuación [ ][ ]−+= OH.OH3wK

aplicando los principios de conservación de la masa y de la carga eléctrica, tenemos:3ª Ecuación [ ] [ ] [ ]−+= AHAHA 0 [ ]0HA =concentr.inicial.

4ª Ecuación [ ] [ ] [ ] OHAOH 3−−+ +=

Resolviendo el sistema de las cuatro ecuaciones, llegamos a:

[ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ]++

++

+

+−

−

=

OHOHHA

OH.OH

OH

3

30

3

3

3

w

w

a K

K

K

de donde obtenemos [H3O+]. Al ser el tratamiento algo tedioso, siempre que nos seaposible y no cometamos errores apreciables tendremos a simplificar. Veamos algunosejemplos.

7.1. Cálculos de pH.

7.1.1. Ácidos fuertes.

La concentración de H3O+ es igual a la concentración inicial de ácido, multiplica-da por el número de los respectivos iones que se forman por mol.

Ejemplo 1: Disolución 0'01 M de HCl a 25°C:


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En equilibrio: [HCl]=0 [Cl−]=0'01 [H3O+]=0'01 pH=−log 0'01=2

Ejemplo 2: Disolución 0'01 M de H2SO4. a 25°C:H2SO4(aq) ←→ SO4

= + 2 H3O+

En equilibrio: [H2SO4] =0 [SO4=]=0'01 [H3O+]=2× 0'01=2.10-2

pH=−log 2.10-2 =2−log 2=1'7

7.1.2. Bases fuertes.

Se trata de forma similar a la indicada para ácidos fuertes.

Ejemplo: Disolución 0'01 M de Ca(OH)2

Ca(OH)2(aq) ←→ Ca+2 + 2OH−

En equilibrio: [Ca (OH)2]=0 [Ca+2]=0'01 [OH−]=0'02

[ ] [ ]13

14

3 10.502'0

10OH

OH −−

−+ === wK

pH=−log5.10-13= 12’3

7.1.3. Ácidos débiles.

Para este tratamiento no se aconseja utilizar fórmulas generales sino que convieneestudiar cada caso concreto utilizando las aproximaciones que se necesiten y compro-bando si tales aproximaciones son o no útiles.

Ejemplo: Calcular el pH de una disolución 0'01 M de ácido acético en agua, si laconstante del equilibrio de disociación del ácido es Ka=1'76.10−5 a 25ºC.

Suponemos, en principio despreciable, la autoionización del agua. La disociacióndel ácido, aunque limitada a escasas moléculas, es:

CH3COOH + H2O ←→ CH3COO− + H3O+

[ ][ ][ ]COOHCH

OH.COOCH

3

33−−

=aK CH3COOH ←→ CH3COO− + H3O+

Concentraciones iniciales: 0’01 0 0Concentraciones en equilibrio 0’01-x x x

Constante de equilibrio: 52

10.76'101'0

−=−

=x

xKa

si aproximamos, sin gran error: 0’01-x ≅ 0’01 resulta: 52 10.76'101'0 −×=x

→ moles/lit 10.2'410.76'1 47 −− ==x3'38 10.2'4log 4 =−= −pH

Comprobemos si las aproximaciones hechas son o no son válidas:1ª aproximación: Suponer despreciable la autoionización del agua. Según el prin-

cipio de Le Chatelier [H3O+]<10−7 ya que existe una concentración de H3O+ procedentede la ionización del ácido, luego la [H3O+] procedente de la ionización del agua es des-preciable frente a la producida en este caso por el ácido acético.

2ª aproximación: 0'01−x ≅ 0'01 el error cometido por esta aproximación es del or-den del 4'2 %. En estos problemas aceptamos un error hasta de un 5 %.


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Las bases débiles tienen un tratamiento similar al realizado con los ácidos débiles.

8. INDICADORES

El pH de una disolución suele determinarse con gran rapidez y precisión usandoun pH-metro. Cuando no es necesario una gran precisión en la medida se utilizan losindicadores debido a su sencillez.

Los indicadores son colorantes orgánicos complejos que cambian de color segúnel pH de la disolución en que se encuentren. Estas sustancias son ácidos o bases débilescuyas formas ácido-base conjugadas tienen colores diferentes.

Si a una disolución acuosa se le agrega un indicador:InH ←→ In− + H3O+

[ ][ ][ ]InH

OH.In 3+−

=indK y despejando [ ]+OH3 : [ ] [ ][ ]−

+ =In

.InHOH3 indK

y tomando logaritmos y cambiando de signo, resulta:

[ ][ ]InHIn

log−

+= indpKpH (#)

Al ser InH un ácido débil y estar en pequeña proporción, la concentración de io-nes hidronio de la disolución apenas variará por la disociación del indicador, pero elequilibrio de disociación de éste sí se verá afectado por la [H3O+] de la disolución.

Aunque el límite de percepción del color depende de muchos factores (tonalidadintrínseca,...) podemos decir que para que el cambio sea visible, la concentración de unade las formas coloreadas debe ser alrededor de unas diez veces mayor que la otra. Portanto: [In−]=10. [InH] y según (#)resultará: 110log +=+= indind pKpKpH

y si [InH]=10. [In−] resultará 1−= indpKpH por tanto el ojo aprecia el viraje en una

zona 1±= indpKpH que corresponde a dos unidades de pH.

Indicadores más importantesIndicador Color ácido Intervalo pH Color básico

Violeta de metilo Amarillo 0-2 VioletaAmarilla de metilo Rojo 2-3 AmarilloDinitrofenol Incoloro 2’4-4 AmarilloAnaranjado de metilo Rojo 3’1-4’4 AmarilloRojo Congo Azul 3-5 RojoRojo de metilo Rojo 4’4-6’2 AmarilloAzul de bromotimol Amarillo 6-7’6 AzulTornasol Rojo 4’5-8’3 AzulRojo de fenol Amarillo 6’4-8’2 RojoFenolftaleína Incoloro 8’3-10 RojoAmarillo de alizarina Amarillo 10’1-11’1 VioletaTrinitrobenceno Incoloro 12-14 Naranja


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9. CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

9.1. Análisis Volumétrico.

El análisis volumétrico es uno de los procedimientos analíticos más empleados.Consiste en la determinación del volumen de una disolución de concentración conocida(disolución patrón) que es necesario para que reaccione completamente con una canti-dad dada de la sustancia a analizar. A esta operación de hallar el volumen de la disolu-ción patrón, se llama "valoración".

En las volumetrías de neutralización, la valoración consiste en la medida cuidado-sa del volumen de una disolución básica o ácida estandarizada, necesario para reaccio-nar exactamente con un volumen determinado de la base o del ácido cuya concentraciónse desea conocer (disolución problema).

La valoración se basa en el cambio brusco de concentración que se produce cercadel punto de equivalencia de la reacción química, punto en el que se han mezcladoexactamente cantidades estequiométricamente equivalentes de los reactivos. Como esobvio, es necesario disponer de algún medio para detectar dicho punto de equivalencia,es decir, disponer de algún indicador apropiado, que puede ser de tipo físico (medida dela conductividad eléctrica, del potencial de una pila, etc.) o químico (colorante). En esteúltimo caso se dice que se ha alcanzado el punto final de la valoración cuando el indica-dor cambia de color.

Para que la valoración sea lo más precisa posible, el punto de equivalencia de lareacción química y el punto final de la valoración deben coincidir. De ahí la necesidadde seleccionar adecuadamente a los indicadores. Veamos algunos casos concretos.

9.2. Valoración de ácido fuerte con base fuerte.

Supongamos que queremos valorar HCl con NaOH. Los primeros equivalentes deNaOH son neutralizados por el HCl y el pH apenas varía. Cuando se han gastado igualnúmero de equivalentes de NaOH que de HCl que había en la disolución, el pH cambiabruscamente pasando a la zona básica al menor exceso de NaOH. El punto de equiva-lencia de una reacción ácido fuerte-base fuerte, es 7. Veamos qué indicadores podríanservirnos con el caso concreto de:

10 cm3 de HCl 0'1 M con NaOH 0'1 Mveamos el pH en algunos puntos:

inicialmente pH = −log 0'1 = −log 10−1 = 1cuando se ha añadido 9 cm3 de NaOH:

volumen neutralizado 9 cm3

volumen sin neutralizar 1 cm3

volumen total: 9+9+1= 19 cm3

[ ] 33

3

3 10.263'510.19

10.11'0OH −

−

−+ =

×= luego 28'210.263'5log 3 =−= −pH

Puede verse, según este cálculo y en la curva de valoración, que el pH al principiovaría muy lentamente, hasta acercarse al punto de equivalencia mientras que en las cer-canías de éste, el pH varía muy rápidamente.


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Cuando quede sólo una décima decm3 de HCl sin neutralizar, el pH es aúnmuy ácido (pH=3'3), una vez alcanzado elpunto de equivalencia (pH=7) un excesode una décima de cm3 de NaOH provocaque la disolución se haga muy básica(pH=10'3). Es decir, el pH varía en 7 uni-dades (3'3 a 10'3) al añadir sólo 0'2 cm3 deNaOH. Después de este salto brusco, el pHvaría de nuevo lentamente al añadir el ex- FIG. 1

ceso de NaOH, de donde se deduce, que cualquier indicador cuyo cambio de color ocu-rra en el intervalo de 3,3 a 10'3 sería adecuado para la valoración.

9.3. Valoración de base fuerte con ácido fuerte.

Este proceso es muy parecido al ante-rior. En este caso, el pH es muy alto y enlas cercanías del punto de equivalencia,desciende bruscamente, como se puedeapreciar en la curva de valoración.

Esta curva corresponde a la variacióndel pH en una valoración de 10 cm3 de di-solución 0’1 M de hidróxido sódico, NaOH,con ácido clorhídrico en disolución 0’1 M. FIG. 2

9.4. Valoración de ácido débil con base fuerte.

En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, el pH varía de distinta ma-nera a la variación estudiada en los casos anteriores. Cuando se valora una disolución deácido acético 0'1 M con NaOH 0'1 M la reacción de neutralización es la siguiente:

CH3COOH + OH− ←→ CH3COO− + H2OAntes de añadir NaOH, el pH de la disolución será:

CH3COOH + H2O ←→ CH3COO− + H3O+

Inicialmente………….. 0’1 0 0Equilibrio disolución… 0’1-x x x

[ ][ ][ ] x

xKa −

==+−

1'0COOHCHOH.COOCH 2

3

33

Siendo Ka=l'8.10−5 52

10.8'11'0

−=− x

x → [ ] 0013'0OH3 == +x luego: pH=2'87

Al añadir NaOH tendrá lugar la reacción de neutralización indicada anteriormentey antes de llegar al punto de equivalencia, en la disolución coexistirán moléculas sindisociar de ácido acético e iones acetato, esto es, la disolución se comportará como unadisolución amortiguadora y su pH se calculará como hemos visto para este caso (pH=pKa+log [sal]/[ácido]).

En el punto de. equivalencia, la disolución tendrá solo acetato sódico, sal cuyoanión es una base más fuerte que el agua y que por consiguiente dará lugar a una reac-ción de hidrólisis:


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CH3COO− + H2O ←→ CH3COOH + OH−

luego en el punto de equivalencia, la disolución será básica y su pH se calculará comose verá en la hidrólisis.

En este caso, al producirse el punto deequivalencia en un pH básico (pH=9) nopueden utilizarse indicadores que cambiende color a pH bajo. Hay que elegir un indi-cador que cambie de color a pH alto, comola fenolftaleína, entre otros.

La curva correspondiente a la valora-ción de 10 cm3 de AcH 0'l M con NaOH 0'1M es la fig.3. Si se utiliza Rojo de metilo,viraría antes del punto de equivalencia. FIG. 3

Las diferencias más sobresalientes de la valoración de un ácido débil con una basefuerte respecto a la de un ácido fuerte son:

- El pH inicial es mayor en unas cuantas unidades al que correspondería a unácido fuerte de la misma molaridad.

- El pH aumenta más rápidamente en las primeras etapas de la valoración.- El pH del punto de equivalencia es mayor que 7.- El salto de pH es mucho menor.- Está más limitado el número de indicadores.

Todas estas diferencias se acrecientan cuanto menor sea la constante K de ioniza-ción del ácido débil.

9.5. Valoración de base débil con ácido fuerte.

El proceso de valoración de una disolución de una base débil (por ejemplo, amo-níaco) con un ácido fuerte (HCl) es análogo al caso anterior, si bien ahora el punto deequivalencia tendrá lugar en la zona de pH ácido, esto es, el salto se producirá de pH≅7a 3 luego se tendrán que utilizar indicadores que viren a pH bajo (rojo de metilo).

10. HIDRÓLISIS

Hemos visto anteriormente cómo se modifica el carácter neutro del agua al añadirun ácido o una base. Cabría esperar que al disolverse una sal neutra (NaCl, K2CO3, queno aportan H+ ni OH−) ésta mantuviera su carácter neutro, sin embargo, esto no siemprees así, sino que muchas disoluciones de sales neutras presentan acidez o alcalinidad enalgunos casos, muy notable.

10.1. Mecanismo de la Hidrólisis.

La Hidrólisis consiste en que al disolver una sal en agua, se disocia en iones quede acuerdo con Brönsted-Lowry, pueden tener carácter ácido o básico y reaccionan conel agua dando lugar a la formación de H3O+ y OH−. Estos procesos, en los que el aguaactúa como uno de los reaccionantes se denomina hidrólisis.


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La extensión en que se lleva a cabo el proceso de hidrólisis depende de la fuerzadel ácido y la base que han dado lugar a la sal, por tanto veremos los casos separada-mente.

10.2. Sal de ácido fuerte y base fuerte.

Por ejemplo, el NaCl. En este caso, el anión de la sal (Cl−) es una base débil (baseconjugada del ácido clorhídrico HCl), lo mismo que el catión (Na+) que es un ácido dé-bil (ácido conjugado de la sosa NaOH).

La reacción de estos iones con el agua es totalmente despreciable y la disoluciónresulta neutra:

Cl− + H2O ←→ HCl + OH−

Na+(H2O)n+ H2O ←→ Na+(H2O)n-1OH− + H3O+

10.3. Sal de ácido débil y base fuerte.

Ocurre en los casos de Na2CO3, CH3COONa, KCN:CO3

= + H2O ←→ HCO3− + OH−

CH3COO− + H2O ←→ CH3COOH + OH−

CN− + H2O ←→ HCN + OH−

reacción típica de Brönsted-Lowry, el agua se comporta como ácido de forma general:A− + H2O ←→ HA + OH−

siendo A− la base conjugada (fuerte) del ácido HA (débil). La reacción de hidrólisis au-menta la concentración de OH−, lo que da lugar a una disolución básica.

Aplicando la ley la ley del equilibrio, la constante de este equilibrio, llamadaconstante de hidrólisis, será:

[ ][ ][ ]−

−

=A

OHHAhK multiplicando numerador y denominador por [H3O+]

[ ][ ][ ]

[ ][ ]

[ ][ ][ ][ ]

[ ]a

wh K

KK ==×= +−

−+

+

+

−

−

HAOH.A

OH.OHOHOH

AOH.HA

3

3

3

3

Si definimos el grado de hidrólisis, αh, como la fracción de moléculas de sal hi-drolizadas, las concentraciones de las distintas especies serán:

[A−]= c(1−αh) [AH]=c.αh [OH−]=cαh

)1(

22

h

hh c

cK

αα−

=

despreciando αh frente a 1, puesto que αh es muy pequeño, resultará:2hh cK α≅

despejando el grado de hidrólisis de esta expresión:

cKK

cK

a

whh ==α

Podemos calcular el pH a partir de esta ecuación, teniendo en cuenta que:[ ]

ch

−

=OHα


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resultando: [ ]

c

−OH=

cKK

a

w → [ ]a

w

KcK

=−OH

y finalmente: ( )cpKpKpOH aw log21

+−=

10.4. Sal de ácido fuerte y base débil.

Como es el caso del NH4Cl, o el caso de Al2(SO4)3:NH4

+ + H2O ←→ NH3 + H3O+

y la disolución poseerá carácter ácido.

De forma general, el proceso será:BH+ + H2O ←→ B + H3O+

y la constante de hidrólisis será:[ ][ ]

[ ][ ][ ]

[ ][ ][ ][ ]

[ ]b

wh K

KK ==×= −+

−+

−

−

+

+

BOH.BHOH.OH

OHOH

BHOH.B 33

Realizando la aproximación anterior y teniendo en cuenta el grado de hidrólisis αh

resultará:

2hh cK α≅ →

cKK

b

wh =α → ( )cpKpKpH bw log

21

+−=

10.5. Sal de ácido débil y base débil.

Como son los casos de NH4Ac, (NH4)2CO3,... en los cuales ambos iones sufrenprocesos de hidrólisis. La disolución será ácida, básica o neutra dependiendo de la fuer-za selectiva del ácido y de la base.

A− + H2O ←→ HA + OH−

BH+ + H2O ←→ B + H3O+

Si el catión BH+ es más fuerte como ácido que el anión A− como base (base B másdébil que el ácido AH), la disolución será ácida y será básica en el caso contrario.

La reacción global de hidrólisis será:A− + BH+ +H2O ←→ AH + B

[ ][ ][ ][ ]

[ ][ ]

[ ][ ]

[ ][ ][ ][ ] =××== −+

−+

+−+− OH.OHOH.OH

BHB

AAH

BH.AB.AH

3

3hK

[ ][ ][ ][ ]

[ ][ ][ ]

[ ]

=×

−++−

−+

BOH.BH

AHOH.A

OH.OH

3

3

ba

w

KKK

Según el grado de hidrólisis, las concentraciones serán:[A−]=[BH−]=c(1−αh) y [AH]=[B]=cαh

( ) ( )2

2

22

22

11 h

h

h

hh c

cK

αα

αα

−=

−= (##)

El pH lo podemos calcular a partir de la expresión de la Ka:


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[ ][ ][ ]HA

OH.A 3+−

=aK → [ ] [ ][ ] h

haa KK

αα−

== −+

1A.AH

OH3 =

Del valor de Kh, expresión (##), se deduce: hh

h K=−αα

1

y sustituyendo en la expresión de [H3O+]: [ ] ha KK=+OH3

y sustituyendo el valor de Kh de la expresión anterior:

[ ]b

aw

ba

wa K

KKKK

KK ==+OH3

y finalmente: ( )baw pKpKpKpH −+=21

por tanto la disolución será: Neutra si Ka=Kb → wpKpH21

=

Acida si Ka>Kb y Básica si Ka<Kb

11. DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPÓN.

Estas disoluciones son aquellas cuyo pH apenas varía al añadirle, en pequeñascantidades, otros electrolitos que formen iones H3O+(ácido) o iones OH−(bases).

Estas disoluciones contienen dos especies químicas, una capaz de reaccionar conlos H3O+ y otra con los OH−. Están formadas normalmente por una concentración ele-vada de un ácido débil (ácido acético) y una de sus sales (acetato de sodio) o bien, poruna concentración de base débil (NH3) y de una de sus sales (sal amónica, NH4

+) deácido fuerte. En la teoría de Brönsted-Lowry, una disolución de ácido y su base conju-gada en cantidades iguales.

Consideremos el caso de una disolución reguladora formada por ácido acético yacetato sódico. Si a esta disolución se le añade una cierta cantidad de:

- ácido: H3O+ + CH3COO− ←→ CH3COOH + H2Ose amortigua el efecto ácido originado por la adición del ácido, y

- base: OH− + CH3COOH ←→ CH3COO− + H2Ose amortigua el afecto alcalino originado por la adición de la base.

Para el estudio de las soluciones amortiguadoras, las dividiremos en dos grupos:a) ácido débil mas sal de ácido débil y base fuerte.b) base débil mas sal de ácido fuerte y esa base débil.

Veamos como se calcula el pH de una solución tampón del grupo (a). Partimospara ello de la expresión de la constante de ácido débil, Ka:

[ ][ ][ ]HA

OH.A 3+−

=aK

Para poder calcular [H3O+] es preciso conocer la concentración [AH] sin disociary de ácido disociado presente [A−]. La concentración [A−] será prácticamente igual a lade sal. En efecto, escribiremos todos los equilibrios presentes:


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Sal: AB ←→ A− + B+ (totalmente disociada) (a)Acido: HA + H2O ←→ A− + H3O+ (b)Hidrólisis: A− + H2O ←→ HA + OH− (c)

La concentración de A− será igual a [A−] procedente de la sal más la [A−] proce-dente del ácido (b) (pequeña por ser ácido débil) menos la [A−] que sufre hidrólisis (c),por tanto al quedar compensada la (b) con la (c) en una buena aproximación, cuando sealcanzan los anteriores equilibrios, puede considerarse que [A−] es igual a la concentra-ción de la sal disuelta (que estará totalmente disociada) (a).

La concentración de HA será igual a la [HA] inicial menos la que desaparece en ladisociación del ácido, (b), más la [HA] que aparece en la hidrólisis (c), e igual que en elcaso anterior, podemos considerar que una vez establecidos los equilibrios la [HA] seráigual a la inicial del ácido ya que quedarían compensadas las cantidades procedentes de(b) y (c). Por tanto:

[A−] = [Sal] y [HA] = [Acido inicial]

[ ] [ ][ ]

[ ][ ]sal

inicial ácidoAHA

OH3 aa KK ==−

+

tomando logaritmos: [ ] [ ] [ ]salloginicial ácidologlogOHlog 3 −+=+aK

[ ] [ ] [ ]salloginicial ácidologlogOHlog 3 +−−=− +aK

[ ]

[ ]inicial ácidosal

log+= apKpH (d)

Con un tratamiento similar, tendríamos el caso de una disolución reguladora for-mada por una base débil y una de sus sales.

El pH de la disolución reguladora apenas varía al añadir una cantidad moderadade ácido o de base pero si la concentración del ácido acético y acetato no son considera-blemente mayores que la del ácido o base agregados, esta disolución deja de actuar co-mo reguladora.

Por otra parte, según la anterior expresión (d), cuanto más próximo a la unidad seael cociente [sal]/[ácido] mayor será el poder regulador de la disolución (si dicho co-ciente es menor que 0'1 o mayor que 10, la disolución pierde su efectividad reguladora).Es decir, el pH que mejor se amortigua es el del orden del pKa regulador. Por ello cuan-do se intentan regular varios procesos químicos de diferente pH deben utilizarse distin-tos reguladores apropiados, cada uno de ellos al pH a regular, en vez de utilizar un mis-mo regulador y variar la relación de concentraciones [sal]/[ácido].

12. LLUVIA ACIDA Y CONTAMINACIÓN

La atmósfera es un inmenso matraz de reacción de multitud de sustancias, muchasde ellas, como oxígeno, CO2, compuesto de nitrógeno y azufre son productos de la acti-vidad de los seres vivos. A menudo, siguiendo el ciclo del agua, pasan por la atmósferapara absorberse de nuevo en el suelo, en el agua superficial o en la materia orgánica.Con su tecnología, el hombre ha contribuido enormemente a la carga atmosférica de


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algunas de estas sustancias, que arrastran consecuencias de largo alcance para la vida yel medio ambiente. Como ejemplo muy claro de este proceso tenemos la lluvia ácida:precipitación de partículas que se han acidificado por efecto de la contaminación.

La atención de la lluvia ácida se centra en los efectos, declarados o sospechados,en ríos y lagos, con sus poblaciones de vida acuática, en los bosques, en las aguas subte-rráneas, en la corrosión de estructuras artificiales y en el deterioro de las aguas litorales.

Actualmente son muchos los indicios disponibles suficientes para dejar claro quela lluvia ácida, o, con mayor precisión, los contaminantes que la provocan, suponen unainterferencia a gran escala en los ciclos biogeoquímicos a través de los cuales los seresvivos interaccionan con su medio ambiente. Los principales contaminantes que contri-buyen al desarrollo de la lluvia ácida son el SO2, procedente de centrales eléctricas decarbón y petróleo y los óxidos de nitrógeno procedentes de los motores de vehículos ycentrales eléctricas.

12.1. Mecanismos de la lluvia ácida.

La lluvia ácida constituye una consecuencia directa de los mecanismos de auto-limpieza de la propia atmósfera. Las minúsculas gotas de agua de las nubes capturancontinuamente partículas en suspensión y gases solubles. Cuando se origina la lluvia,arrastra consigo las impurezas de la atmósfera. No todos los gases son eliminados porprecipitación, pero el SO2 y los óxidos de nitrógeno (NOx) emitidos a la atmósfera, seconvierten químicamente en ácidos (sulfúrico y nítrico) que se incorporan con facilidada las gotitas de las nubes.

Los procesos que convierten los gases en ácidos y los arrastran fuera de la atmós-fera comenzaron a operar mucho antes de que el ser humano empezara a quemar gran-des cantidades de combustibles fósiles. Procesos naturales como el vulcanismo y la ac-tividad bacteriana del suelo emiten, asimismo, compuestos de nitrógeno y de azufre,pero la actividad humana ha incrementado considerablemente estas emisiones.

El ciclo de reacciones se desarrolla en la Troposfera (los 10 o 12 km inferiores dela atmósfera). Empieza cuando un fotón de luz solar choca con una molécula de ozonoO3, que puede haber descendido de la capa de ozono estratosférico o haberse formadoen la propia troposfera por acción de contaminantes que contienen carbono y nitrógeno.El resultado es una molécula de oxígeno O2 y un solitario átomo muy reactivo (oxígenoatómico) que se combina con una molécula de agua para formar dos radicales hidroxiloOH. Esta especie química infrecuente y activa transforma el dióxido de nitrógeno NO2

en ácido nítrico HNO3 e inicia las reacciones que transforman el dióxido de azufre SO2

en ácido sulfúrico H2SO4 (ver fig.4).

La concentración del radical hidroxilo en la atmósfera no llega a una parte por bi-llón, pero resulta inagotable: varios de los procesos de oxidación que desencadenanacaban por regenerarlo. Así, un subproducto de la oxidación inicial del SO2 es el radicalhidroperoxilo (HO2) que reacciona con el óxido nítrico NO para producir dióxido denitrógeno NO2 y un nuevo radical hidroxilo OH. En realidad cada radical hidroxilo pue-de oxidar miles de moléculas sulfurosas, por consiguiente, lo único que determinacuánto ácido se producirá será la cantidad contaminante presente en el aire.


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Los ácidos sulfúrico y nítrico formados a partir de contaminantes gaseosos puedenabrirse paso fácilmente en las nubes. El ácido nítrico se disuelve enseguida en las goti-tas de la nube. El ácido sulfúrico originado mediante reacciones en fase gaseosa, secondensa para formar gotas microscópicas de unos 0'1 a 2 µm de diámetro que soncomponentes de las neblinas estivales. También se forma algo de ácido sulfúrico direc-tamente en las gotitas de la nube a partir del dióxido de azufre y el peróxido de hidróge-no. Una fracción de estas partículas de SO4

= se deposita en el suelo en un proceso que seconoce como deposición seca, no obstante la mayor parte se incorpora en las nubes. Lahumedad se condensa fácilmente en cualquier superficie existente (núcleos de conden-sación) y las partículas de SO4

= son núcleos de condensación idóneos, convirtiéndose engotitas nubosas que contienen ácido sulfúrico diluido y le confieren un pH muy bajo a lalluvia. Se han recogido muestras con pH que oscilan entre 3'6 a 2'6. En el área de algu-nas grandes ciudades, el pH de la niebla ha alcanzado valores de 2, que es la acidez dellimón aproximadamente.

Estos valores de altísima acidez se dan sólo en la base de las nubes; las zonas su-periores están bastante más limpias. El suelo y la vegetación envueltos en nubes acidifi-cadas, como les ocurre a los bosques de elevada altitud, quedan en contacto directo conla base de la nube extraordinariamente ácida. Pero las partículas de precipitación reco-gen agua de la parte alta de la nube y la consiguiente dilución reduce la concentraciónde compuestos de azufre y nitrógeno en la precipitación.

La lluvia ácida puede caer a centenares de kilómetros del foco de contaminación.Allí donde se deposita, experimenta un nuevo episodio de alteraciones físicas y quími-cas, que pueden rebajar la acidez y modificar las características químicas del agua, quefinalmente llega a los ríos, lagos y mares.

12.2. Consecuencias destructivas de la lluvia ácida.

Los suelos alcalinos, por ejemplo, los ricos en caliza, pueden neutralizar el ácidodirectamente. En los suelos algo ácidos, típicos de los grandes bosque de coníferas deEuropa y América, los efectos de esta deposición ácida pueden ser de dos clases: el áci-do queda inmovilizado a medida que el suelo y la vegetación retienen iones sulfato ynitrato; u, otra posibilidad, el ácido se neutraliza merced a un proceso de intercambio decationes. En este intercambio catiónico, los iones de Ca+2, Mg+2 y otros metales presen-tes en muchos suelos, ocupan el lugar de los iones de hidrógeno H+.

La fuente de iones metálicos es la meteorización de la roca madre, es decir, la di-solución de los minerales por la precipitación y el agua subterránea, cargados de CO2,que libera iones metálicos positivos junto con aniones de HCO3

−. Así cuando se añadeácido sulfúrico al suelo, el sulfato SO4

= del ácido puede desplazar los iones de calcio ymagnesio. A medida que la disolución de sulfato arrastra los cationes metálicos delsuelo, los iones de hidrógeno responsables de la acidez, se van quedando atrás con loque la liberación del ácido en el lago o en el río, puede experimentar cierto retraso, co-mo mínimo hasta el agotamiento de la capacidad de retención o de neutralización.

La acidificación de los ríos y de los lagos tiene que ver con la precipitación su-mamente ácida de la región y de la capacidad más o menos neutralizadora o intercam-biadora de los suelos, y puede producir un importante efecto, aún en curso de estudio,sobre el sistema ecológico que alberga. El efecto ambiental más importante atribuido a


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la lluvia ácida es la degradación de los bosques, con drástica pérdida de vitalidad novinculada a otras causas como insectos, enfermedades o envenenamiento directo por uncontaminante específico. La degradación adquiere altísimas cotas en los bosques altosde coníferas donde han muerto en los últimos 25 años más del 50% de las especies.

La participación de la lluvia ácida y de otras formas de contaminación atmosféricaes objeto de intensa investigación, sin embargo, a pesar de las dimensiones del deterioroforestal, no se ha podido establecer todavía un vínculo claro. Nos haremos una idea delas dificultades, si comparamos la reciente degradación forestal con los casos de enve-nenamiento del bosque por contaminantes del aire. Las fundiciones e industrias quími-cas que emiten SO2, NOx o compuestos de flúor suelen hallarse rodeadas de árbolesmuertos. En estos casos sí existe una correlación evidente entre el deterioro de los ár-boles, un foco de contaminación específico y una concentración mínima de contami-nante. En cambio, los bosques que ahora mueren quedan muy lejos de cualquier foco decontaminación y están expuestos a concentraciones de contaminantes muy por debajode la concentración umbral que dañaba a los árboles. Los contaminantes ácidos y deotro género podrían sumarse al cúmulo de tensiones abióticas (suelos exiguos, bajastemperaturas, vientos desecantes) concurrentes en un bosque de gran altitud, que contri-buyen a su degradación.

FIG. 4

La química atmosférica genera ácidos sulfúrico y nítrico a partir de SO2 y óxidosde nitrógeno emitidos por la industria y los vehículos a motor. El actor principal es elradical hidroxilo, que se forma cuando una molécula de O3 se descompone y deja libreun átomo de oxígeno que puede reaccionar con el agua. Este radical convierte el NO2 enHNO3 e inicia la conversión del SO2 gaseoso en H2SO4. Otra secuencia de reaccionesproduce H2SO4 a partir del SO2 y del H2O2 disueltos en las nubes. El OH se regeneramediante reacciones en las que interviene el NO. Los ácidos llegan al suelo con la pre-cipitación.


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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-rial Marín. 1968. BARCELONA.

Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción alos Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.

Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva EditorialInteramericana, S.A. 1986. MEJICO.

Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.

Volker A.MOHNEN. El Desafío de la Lluvia Ácida. INVESTIGACIÓN YCIENCIA. Núm.145. Octubre 1988. Prensa científica. BARCELONA.


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Tratamiento Didáctico----------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS

Introducir el concepto de ácido-base, para estudiar de manera sistemática, el grupode sustancias químicas que presentan estas propiedades.

Estudiar cualitativa y cuantitativamente los comportamientos ácido-base, la medicióndel pH, las propiedades y aplicaciones como indicadores, hidrólisis, soluciones amorti-guadoras, valoraciones ácido-base, y las múltiples aplicaciones que estos fenómenostienen en el laboratorio y en la industria.

Exponer las distintas teorías aparecidas para explicar el comportamiento ácido-base,que abarquen todos casos posibles.

Iniciar al alumno en el actual problema de la lluvia ácida y la contaminación que laprovoca, desde un punto de vista científico explicando los mecanismos químicos que laoriginan.UBICACIÓN

El tema se ubicará en el segundo curso de Física y Química del Bachillerato, dentrodel núcleo temático titulado "Reacciones de transferencias de protones".TEMPORALIZACION

El tema requiere en 2°de Bachillerato, una exhaustiva aplicación práctica, tanto enproblemas numéricos como en realización de prácticas de laboratorio. El 80% del tiem-po debe dedicarse a estas aplicaciones prácticas, por ello hemos de dedicar 8 horas declase teórica y 4 horas de clase para el desarrollo práctico.METODOLOGIALa metodología a seguir debe apoyarse en las siguientes consideraciones didácticas:

Explicación clara y exhaustiva de los conceptos de ácidos y bases, sus comporta-mientos y propiedades, las teorías en curso que los explican, el concepto de pH, y de-más conceptos básicos.

Realización de experimentos de laboratorio que apoyen e ilustren la explicación teó-rica. Realización de prácticas por los alumnos, fundamentalmente de preparación devaloraciones de ácidos y base, con indicadores adecuados.

Resolución de problemas numéricos de reacciones y neutralizaciones ácido base, cál-culos de pH, hidrólisis, etc. que sirvan de complemento a la explicación ya las prácticas.CONTENIDOS MINIMOSSe consideran como contenidos más importantes los siguientes conceptos:

Propiedades generales de los ácidos y bases.Definición de Arrhenius. Limitaciones.Definición de Brönsted-Lowry. Sustancias anfitrópicas.Fuerza de los ácidos y bases.Definición electrónica de Lewis.Constantes de ionización de ácido y base.Ionización del agua. Concepto de pH. Cálculos de pH.Concepto de indicador ácido-base y su funcionamiento.Experimentos de valoración ácido-base en laboratorio.Hidrólisis. Mecanismo de la hidrólisis.Concepto de disolución tampón.Idea sobre la lluvia ácida.

MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOSLas explicaciones teóricas de clase, los problemas y las prácticas, generan en el

alumno, los apuntes, problemas resueltos y cuadernos de clase que serán el materialbásico para el estudio posterior.


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Otros materiales necesarios para el desarrollo del tema serán:Material general de laboratorio para prácticas: material vidrio, balanzas, productos

químicos, buretas, indicadores,… y en general un laboratorio equipado adecuadamente.Colección de problemas de valoraciones ácido-base de adecuado nivel.Transparencias de los aspectos gráficos del tema: curvas de valoraciones, tablas

de indicadores con intervalos de pH, tablas de constantes de ácidos y de bases, etc.EVALUACIONSe evaluará el tema mediante ejercicios escritos que comprendan preguntas sobre cues-tiones básicas, de las que destacaremos:

Cuestiones teóricas sobre los conceptos básicos antes expuestos.Problemas sobre reacciones de neutralización ácido-base.Cuestiones sobre las prácticas de laboratorio realizadas. Interpretación de los resulta-

dos de las prácticas de laboratorio realizadas sobre el tema.Pruebas escritas de respuesta múltiple, relativas a las cuestiones anteriores tendentes

a evaluar la capacidad de razonamiento teórico y conceptual.

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