Ejercicios: reacciones de neutralización y valoraciones ácido-base

Ejercicio 1

Observa cómo hacer los cálculos en la neutralización del ácido con la base:

Ejercicio-neutralizacion

Ejercicio 2

Las valoraciones nos permiten determinar concentraciones desconocidas de disoluciones de ácidos o bases:

ejercicio-valoracion-acido-base

Valoraciones ácido-base

Reacciones de neutralización

La neutralización es una reacción entre un ácido o una base que conduce a la formación de una sal y de agua:

Reaccion-neutralizacion

La sal sólo aparece si se cristaliza ya que se forma a partir del anión procedente de la disociación del ácido y del catión procedente de la disociación de la base, que se encuentran en la disolución, y realmente no experimentan ninguna modificación por lo que son meros “iones espectadores” de la reacción. Por lo que en esencia, la neutralización es la reacción que tiene lugar entre el H3O+ y el OH, que conduce a la formación de agua:

reaccion-neutralizacion-2

Cuando la neutralización tiene lugar entre dos disoluciones, una de carácter ácido y otra de carácter básico, se puede establecer la siguiente igualdad:

Reaccion-neutralizacion-3

Esta expresión nos será de gran utilidad en las valoraciones ácido-base.

Valoraciones ácido-base

Una valoración (o volumetría) ácido-base consiste una reacción de neutralización que permite determinar la concentración de una disolución de un ácido mediante una disolución de base de concentración conocida, o viceversa.

Sobre la disolución de ácido (o base) de concentración desconocida que se pretende valorar, se van añadiendo sucesivos volúmenes de la disolución de base (o ácido) de concentración conocida. Cuando la concentración de H3O+ aportada por el ácido es igual a la concentración de OH aportada por la base se alcanza el punto de equivalencia, en el cual la neutralización se ha completado.

Curva de valoración

Si en el transcurso de la valoración vamos registrando el pH de la disolución a valorar al ir añadiendo pequeños volúmenes de la disolución valorante, podemos hacer una representación gráfica del pH frente al volumen añadido que conocemos como curva de valoración.

Al valorar un ácido fuerte con una base fuerte, el punto de equivalencia tiene lugar a un pH de 7:

curva-valoracion-acido-base-fuerte

Se produce un salto brusco de pH en las proximidades del punto de equivalencia (teórico) que permite determinar cuando se ha alcanzado el punto final de la valoración (experimental). La diferencia existente entre el punto de equivalencia y el punto final es el error de valoración. La detección del punto final puede realizarse mediante medidas sucesivas de pH o usando indicadores, que cambian de color según el pH del medio.

En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte, el punto de equivalencia se sitúa a un pH distinto de 7, debido a la hidrólisis del ion que procede del ácido o base débil:

curva-valoracion-acido-base-debil

Cuando se valora un ácido poliprótico, se producen tantos saltos como protones tiene el ácido:

curva-valoracion-acido-poliprotico

Montaje de una valoración ácido-base

Valoracion-acido-base-montaje

Puedes comprobar las aplicaciones de lo anterior en estos ejercicios.

¿Qué son los ácidos y las bases?

La existencia de sustancias ácidas y básicas se conoce desde hace varios siglos, sin embargo su clasificación se realizaba atendiendo a sus propiedades:

acidos-bases-01

A finales del siglo XIX y principios del XX se formularon las principales teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y bases (o álcalis). Son las teorías de Arrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis.

Teoría de Arrhenius

Los ácidos y bases disueltos en agua se comportan como electrolitos, es decir, producen disoluciones conductoras de la electricidad. Según Arrhenius, la conductividad es consecuencia de la disociación que experimentan estas sustancias cuando se encuentran en medio acuoso, pues se separan en iones positivos e iones negativos, y propuso las siguientes definiciones:

  • Ácido es toda sustancia que se disocia proporcionando iones Hal medio:

HA (aq) ⟶ H+ (aq) + A(aq)

HCl (aq) ⟶ H+ (aq) + Cl(aq)

  • Base es toda sustancia que se disocia proporcionando iones OH al medio:

BOH (aq) ⟶ B+ (aq) + OH(aq)

NaOH (aq) ⟶ Na+ (aq) + OH(aq)

Sin embargo, estas definiciones son insuficientes para explicar el comportamiento de algunas sustancias, como el NH3, que tiene carácter básico pero no posee grupos –OH que pueda suministrar al medio por disociación. Por ello era necesario ampliar los conceptos propuestos por Arrhenius.

Además, es realmente improbable que el ion H+ exista como tal en disolución acuosa, ya que debido al intenso campo eléctrico que crea a su alrededor tiende a rodearse de moléculas de agua formando el ion oxonio H3O+, incluso especies con mayor número de moléculas de agua como H7O3+ o H9O4+.

Teoría de Brönsted–Lowry

Las definiciones de ácido y base propuestas de manera independiente por los químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry ampliaban las propuestas por Arrhenius:

  • Ácido es toda especie química capaz de ceder un protón H+ a otra sustancia:

HA (aq) + H2O (l) ⟶ A(aq) + H3O+ (aq)

HCl (aq) + H2O (l) ⟶ Cl(aq) + H3O+ (aq)

  • Base es toda especie química capaz de aceptar un protón H+ de otra sustancia:

B (aq) + H2O (l) ⟶ BH+ (aq) + OH (aq)

NH3 (aq) + H2O (l) ⟶ NH4+ (aq) + OH (aq)

Esta teoría permite extender la definición de base a otros compuestos que no son hidróxidos y que no se ajustaban a la definición propuesta por Arrhenius.

Estas reacciones se denominan reacciones de transferencia de protones o reacciones ácido-base. Siempre que tenemos una sustancia que actúa como ácido hay otra que actúa como base, y viceversa, pues cuando una sustancia cede un protón siempre hay otra sustancia que lo acepta.

En principio, podemos considerar estas reacciones como equilibrios. Así, un ácido que cede un protón se convierte en una base, que llamamos base conjugada, capaz de aceptar un protón de nuevo y generar el ácido de partida:

acético

De igual manera, una base acepta un protón transformándose en una especie ácida, su ácido conjugado, que puede ceder de nuevo el protón recuperando la base.

amoníaco B-L

Un par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su ácido conjugado. Como se puede observar, el agua es capaz de aceptar o de ceder un protón, por lo que puede actuar como base o como ácido. A las sustancias que tienen este comportamiento se las denomina anfóteras.

La teoría de Brönsted-Lowry es la más ampliamente usada. Además, no se limita a las disoluciones acuosas y es válida para cualquier disolvente. Sin embargo no es del todo completa, pues todavía existen algunas sustancias cuyo comportamiento no se explica según sus definiciones, como el carácter ácido del BFo el CO2.

Teoría de Lewis

En 1923 Lewis propuso las siguientes definiciones:

  • Ácido es aquella especie que acepta un par de electrones de otra (posee un orbital atómico o molecular vacío donde alojarlos)
  • Base es aquella especie que cede un par de electrones a otra (posee un par de electrones sin compartir).

Según esto, las reacciones entre ácidos y bases de Lewis implican siempre transferencia de electrones y no necesariamente la transferencia de protones, como en la explicación de Brönsted-Lowry.

LewisAcid

Así conseguimos explicar la acidez del trifluoruro de boro, pues el átomo de boro posee un orbital vacío capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Del mismo modo, el amoniaco es una base porque el átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos que puede ceder para formar un enlace covalente coordinado.