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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

Química 2º BachilleratoQuímica 2º Bachillerato

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ÁCIDOSÁCIDOS::• Tienen sabor agrio.• Son corrosivos para la

piel.• Enrojecen ciertos

colorantes vegetales.• Disuelven sustancias• Atacan a los metales

desprendiendo H2.• Pierden sus propiedades al

reaccionar con bases.

BASESBASES::• Tiene sabor amargo.• Suaves al tacto pero

corrosivos con la piel.• Dan color azul a ciertos

colorantes vegetales.• Precipitan sustancias

disueltas por ácidos.• Disuelven grasas.• Pierden sus propiedades al

reaccionar con ácidos.

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ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.

Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-. Por ejemplo:

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)H2OHCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq)

H2O

Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.

Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo:

Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución da iones y por tanto es capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

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Disociación ácido-base según Arrhenius

ÁCIDOS: (incluiría los hidrácidos y los oxoácidos)

• AH (en disolución acuosa) A– + H+

• Ejemplos:

– HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+

– H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

BASES: (incluiría los hidróxidos)

• BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

• Ejemplo:

– NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

Neutralización

• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:

H+ + OH– — H2O

• El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

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DESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUS

• Solamente utiliza como disolvente el agua

• Las bases son sólo las sustancias que contienen iones hidroxilo (lo que excluye amoniaco, Na2 CO3 etc.)

• Los ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo que excluye a los óxidos ácidos, tipo CO2, SO3…)

• El ión hidronio, H3O+, no existe como tal, sólo el H+

VENTAJAS

• Interpreta las reacciones ácido base en disolución acuosa

• Compara la fuerza de los ácidos y las bases mediante la constante de equilibrio y el grado de disociación

Pág. 201, ej. 1, 2 y 3; pág. 230, ej. 59, 60

6

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.

Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

(formado al disolver

NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:

Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

(formado al disolver

NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua: aqOHaqCOlOHaqHCO 32323

3HCO

Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), se puede incluir el amoniaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del

agua, formando el ion amonio:

Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), se puede incluir el amoniaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del

agua, formando el ion amonio: lOHaqNH 23 aqOHaqNH4

La teoría de Brönsted y Lowry incluye a la de Arrhenius y la amplía:

•Las propiedades ácidas o bases no dependen de la sustancia en sí, dependen de la sustancia con que reaccionen.

•No guarda relación con el concepto de sal de Arrehenius. La neutralización es la transferencia de un protón del ácido a una base (par conjugado).

•El ser ácido o base no se limita al agua como disolvente.

•Se amplia el concepto de base: no son sólo los hidróxidos, sino las sustancias que acepten protones.

7

PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los

iones intermedios de ácidos polipróticos)

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los

iones intermedios de ácidos polipróticos)

como ácido aqOHaqBHlOHaqB 2

base

conjugadaácido

Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo:

3HCO 23CO

4NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)

como base aqOHaqAlOHaqAH 32

base ácido

conjugado

ácido + base Ácido conjugado de la base + base conjugada del ácido

8

Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–

actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.

• El NaOH proporciona OH– a la disolución:NaOH (aq) Na+ + OH–

por lo que HCO3– + OH– CO3

2– + H2O

es decir, el ión HCO3– actúa como ácido, cede protones.

• El HCl proporciona H+ a la disolución:HCl (aq) H+ + Cl–

por lo que HCO3– + H+ H2CO3

(CO2 + H2O)

es decir, el ión HCOel ión HCO33– – actúa como base, acepta protonesactúa como base, acepta protones.

ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

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• Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).

• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(aq) + Cl– (aq)• En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl–

(base conjugada)Disociación de una base:• HSO4

-(aq) + H2O (l) H2SO4 + OH–

• En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se transforma en

H2SO4 (ácido conjugado)Pág. 203, ej. 4, 5, 6, 7; pág. 230, ej. del 61 al 65

10

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.

Una disolución es:

Ácida

Neutra

Básica

si [H3O+] > [OH-]

si [H3O+] = [OH-]

si [H3O+] < [OH-]

En una disolución acuosa diluida, la [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante (55,5 M), por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, Kw, que recibe el nombre de producto iónico del agua:

El agua se autoioniza según la ecuación H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)

Kw = Kc [ H2O]2 = [H3O+][OH-]

Kc =[H3O+][OH-]

[H2O]2= 3,2 10-18 (a 25ºC)

En cualquier disolución acuosa, las variables [H3O+] y

[OH-] son inversamente proporcionales

Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña

11

• La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

• 2 H2O (l) H3O+(aq) + OH– (aq) • H3O+ · OH–

Kc = —————— H2O2

• Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos

Kw = Kc · H2O2 , conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”

[ ]× [ ] -w 3K H O OH

• El valor de dicho producto iónico es:

• KW (25ºC) = 10–14 M2

• En el caso del agua pura:• ———–

H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M• Se denomina pH a:

• Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:

• pH = – log 10–7 = 7

3pH log [H O ]

(Pág. 207, ej. 8, 9 ,10)

12

FUERZA DE LOS ÁCIDOS (pág. 205).FUERZA DE LOS ÁCIDOS (pág. 205).

Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente

disociados en disolución acuosa:

Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible.

aqOHaqCllOHaqHCl 32

Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo

parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda.

• Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ()) Están totalmente disociados

– Ejemplos: H Br (aq) Br– + H+

– Otros ácidos fuertes: H Cl O4, H Br, H Cl O3, H I, H2 S O4, , H N O3

• Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente

– Ejemplos: CH3–COOH (aq) CH3–COO– + H+

NH3 (aq)+ H2O NH4+ + OH–

– Otros ácidos débiles: H F, H N O2, catión amonio, agua

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[A–] [H+][HA]

Ácido fuerte           

[H+][A–]

[HA][HA]

     Ácido débil               

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FUERZA DE LAS BASES (pág. 205).FUERZA DE LAS BASES (pág. 205).

Ejemplos de bases fuertes:

los hidróxidos de litio, sodio, potasio, rubidio, cesio (metales alcalinos) y calcio, estroncio, bario (alcalino-térreos).

Ejemplos de bases débiles:

amoniaco, aminas y las bases conjugadas de ácidos fuertes.

Se denominan bases fuertes, a las bases que se encuentran totalmente

disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un

protón: NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)

Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta:

Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda. aqOHaqNH 34

OHaqNH 33

Pág. 207, ej. 11

15

Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. (Pág. 207, ej. 12, 14)

FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p. 206).FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p. 206).

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada.

Pág. 230, ej. 66, 68

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FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.

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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULAR (pág. 207)FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULAR (pág. 207)

En ácidos hidrácidos, cuanto menor es la energía del enlace H – X, menos estable es el enlace y con mayor facilidad se rompe, cediendo el ion H+

En ácidos oxácidos, cuanto más electronegativo es el halógeno, más atrae el par de electrones que comparte con oxígeno unido al hidrógeno, por lo que éste se ioniza más fácilmente.

En ácidos oxácidos con el mismo halógeno, cuantos más oxígenos haya alrededor del halógeno, más fácilmente se cederá el protón, al estar más polarizado el enlace O – H.

Pág. 207, ej. 13

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Ácidos débiles. Constante de ionización (Pág. 208)Ácidos débiles. Constante de ionización (Pág. 208) Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo

parcialmente en agua: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+(aq)

Cuanto más fuerte es el ácido, mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a

formarse A-

El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido

Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la

temperatura

Kc =[A-][H3O+]

[AH] [H2O] eq

La constante de equilibrio Ka se denomina constante de acidez o de ionización

del ácido , e incluye el producto Kc * [H2O] . Para un ácido cualquiera tiene la

expresión:

La constante del equilibrio anterior, Kc , se expresará como:

Ka =[A-][H3O+]

[AH] eq

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• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

HA + H2O A– + H3O+

A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA

constante de disociación

(K acidez)

3

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C a

A H OK H O K

HA

• Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:

• Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado casi en su totalidad.

• Si Ka < 1 El ácido es débil débil y estará sólo parcialmente disociado.

• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

20

Bases débiles. Constante de ionización (Pág. 209)Bases débiles. Constante de ionización (Pág. 209) Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en

agua, tras aceptar un protón de ésta: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más

a la derecha.

El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.

Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende

de la temperatura.

Kc =[OH-][BH+]

[B] [H2O] eq

La constante de equilibrio Kb se denomina constante de basicidad o de

ionización de la base, e incluye el producto Kc * [H2O] . Para una base cualquiera

tiene la expresión:

La constante del equilibrio anterior, Kc , se expresará como:

Kb=[OH-][BH+]

[B] eq

21

• En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:

• B + H2O BH+ + OH–

• BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B constante de disociación

(K basicidad)

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B

• Al igual que el pH se denomina pK a:

• pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb

• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb

mayor es la fuerza del ácido o de la base.

• Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

22

Relación entre Ka, Kb y Kw (pág. 209)Relación entre Ka, Kb y Kw (pág. 209)

Conocida la Kb para una base se puede calcular la Ka de su ácido conjugado

Multiplicando ambas expresiones y simplificando:

[AH][OH-]

[A-]Ka Kb =

[A-] [H3O+]

[AH]= [H3O+][OH-] = Kw

Por tanto conocido, el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka Kb (y viceversa)

Pág. 213, ej. 15, 16; pág. 230, ej. 67

Ka =[A-][H3O+]

[AH]

AH + H2O A- + H3O+

Kb =[AH][OH-]

[A-]

A- + H2O (l) AH + OH-

23

• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que:

-Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.

-Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

• A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.

• El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:

• CN– + H2O HCN + OH–

• KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M

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• Conociendo la concentración molar inicial (M) de un ácido débil monoprótico (en mol/L) , podemos obtener el valor de Ka en función de esa concentración y los iones formados en el equilibrio de ionización:

HA (aq) + H2O(l) A– (aq)+ H3O+ (aq)

Cálculo de la constante de ionización de ácidos y bases débiles (pág. 210)

• No se suele tener en cuenta la concentración inicial de iones hidronio procedentes del equilibrio de autoionización del agua para determinar la molaridad inicial de la disolución (por ser del orden de 10-7).

• A menudo se simplifica el denominador de la expresión de Ka (M-x), despreciando el valor de x, pues tiene un valor muy pequeño. Esta aproximación será válida si (x/M)*100 es menor del 5%.

Con bases, se trabaja igual.

Pág. 213, ej. 17; pág. 230, ej. 69, 70

25

Grado de ionización (α) en Ka y Kb (p. 212) Grado de ionización (α) en Ka y Kb (p. 212)

El grado de ionización α de un ácido o una base débiles es la relación entre la concentración de iones en el equilibrio (x) y la concentración inicial (M). Expresa el tanto por ciento de moléculas ionizadas.

[AH] [H30+] [A-]

Molaridad inicial ácido débil M 0 0

Cambios para el equilibrio -Mα + Mα + Mα

Molaridad en el equilibrio M- Mα Mα Mα

x—— M

M α2

——— 1- α

Pág. 213, ej. 18, 19, 20

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Relación entre la constantey el grado de disociación “”

• En la disociación de un ácido o una base

• Igualmente:

• En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )

• De donde:

b

cK

2

1

23

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c cK

HA c

aK

c bK

c

c

x

El grado de disociación mide la proporción entre lo que disocia de una sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.

27

CONCEPTO DE pH (pág. 214)CONCEPTO DE pH (pág. 214)

El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1. Por tanto,

[H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 )

Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante

El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones

[H3O+] > [OH-]

Disolución ácida

[H3O+] > 10-7 mol L-1

pH < 7

[H3O+] = [OH-]

Disolución neutra

[H3O+ ]= 10-7 mol L-1

pH = 7

[H3O+] < [OH-]

Disolución básica

[H3O+] < 10-7 mol L-1

pH > 7

Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7

A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14 moles2 L-2

y en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1

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Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada

29

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3

sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

• Equilibrio: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

• De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28

30

CONCEPTO DE pOH (pág. 214).CONCEPTO DE pOH (pág. 214).

• A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:

pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

pOH log [OH ]

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

• pH = – log H3O+ = 12,6 de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13 M M

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• entonces:• KW 10–14 M2

OH– = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M

• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,41,4• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

31

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS (p. 213)ÁCIDOS POLIPRÓTICOS (p. 213)

Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón: el sulfúrico, el sulfuroso, el fosfórico…

Otro ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico

Ka1 = OHHCO 33

32COH= 4,5 10-7

Ka2 = OHCO 3

23

3HCO

= 5,7 10-11

lOHaqCOH 232 aqOHaqHCO 33

aqOHaqCO 323

lOHaqHCO 23

Ka1 es mayor que Ka2, en un factor comprendido entre 104 y 105. Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra que a una especie cargada negativamente.

(jueves) Pág. 213, ej. 21, 22; pág. 230, ej. 71, 73

Disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón (pág. 216)Disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón (pág. 216)

32

Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental

(por ejemplo, en reacciones bioquímicas)

Disoluciones amortiguadoras (o tampón): son aquellas que mantienen un pH aproximadamente constante al agregarlespequeñas cantidades de ácido o base o al diluirlas.

Composición

Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada(o una base débil y su ácido conjugado).

(ejemplo: CH3COOH/CH3COONa)

Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216)

Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216)

33

CH3COONa (aq) H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

La sal, electrolito fuerte, se ioniza totalmente en disolución:

• El ácido acético (débil) se encuentra en equilibrio con su base conjugada (el acetato); el equilibrio estará muy desplazado hacia la izquierda, por efecto del ión común (acetato):

• CH3–COOH (aq) + H2O(l) CH3–COO– (aq)+ H3O+(aq)

Escribiendo la constante Ka del equilibrio anterior:

[sal]

[ácido]KlogpH

;[sal]

[ácido]K

]COO–[CH

COOH]–[CHK]O[H

;COOH]–[CH

]O][HCOO–[CHK

a

a3

3

a3

3

33

a

Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216)

Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216)

34

CH3COONa (aq) H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

Las reacciones químicas que tenemos en este sistema son:

• CH3–COOH (aq) + H2O(l) CH3–COO– (aq)+ H3O+(aq)• Si añadimos una pequeña cantidad de ácido a ese sistema, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, manteniéndose el pH en valores parecidos a los iniciales.

•Si añadimos una pequeña cantidad de base, reaccionará con los hidronios presentes, desplazando de nuevo el equilibrio hacia la izquierda, manteniendo pues el pH aproximadamente constante.

La capacidad amortiguadora de un sistema depende:* Del número de moles de ácido y base

(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)* Del cociente [base]/[ácido].

(para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

35

Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.

• El acetato está totalmente disociado (es una sal):

• CH3–COONa CH3–COO– + Na+

• El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):

• H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

• cin (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0

• ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x xPor el efecto del ion común, el grado de disociación del ácido se considera despreciable, y rige la aproximación vista:

[sal]

[ácido]KlogpH

;[sal]

[ácido]K

]COO–[CH

COOH]–[CHK]OH

a

a3

3

a3

Operando (son iguales las concentraciones de ácido y sal):

pH = – log Ka * 1 = 4,744,74

36

Si a la disolución anterior le añadimos 0,1 moles de H Cl, ¿cuánto cambia el pH?

• Tenemos las reacciones:

CH3–COONa CH3–COO– + Na+

H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

Al añadir ácido (H Cl), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, se consume el anión acetato y se evita la formación de más hidronios; aumenta la concentración de acético (la que había, más la formada ahora), y disminuye la de acetato (la que había, la de la sal, menos la consumida), en 0,1 moles.

H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+

• cin (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0

• ceq (M) 0,2 +0,1 0,2 -0,1 0,1 (del H Cl)

) variaciónpoca 4,74; dabaanterior (el 4,70 pH

;0,1]-[0,2

0,1] [0,210*8,1

]eqCOO–[CH

COOH]eq–[CHK]O[H

5

3

3

a3

Comportamiento de un sistema formado por una sal de ácido fuerte y base débil y la base (pág. 217)

Comportamiento de un sistema formado por una sal de ácido fuerte y base débil y la base (pág. 217)

37

Si el sistema está formado por una base y su ácido conjugado (como en el caso del amoniaco y el cloruro de amonio), se llegará, de modo equivalente, a la expresión de la concentración de iones hidroxilo:

• Pág. 217, ej. 28, 29, 30; pág. 230, ej. 77, 78

)14(

[sal]

[base]KblogpOH;

[sal]

[base]Kb][OH

pOHpH

38

Hidrólisis de las sales (Pág. 220)Hidrólisis de las sales (Pág. 220)

La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua

Cualquier catión cuya base conjugada sea débil tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua, y se hidrolizará soltando protones, dando pH ácido.

Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na+, Ca2+, K+, etc.)

Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas.

lOHaqNH 24 OHaqNH 33

Hay cationes que son ácidos de Brönsted, capaces de ceder un protón. Por ejemplo, o las sales de amonio, donde el catión es el

4NH

lOHaqOHFe 2362 OHaqOHOHFe 3

252

lOHaqOHZn 2262 OHaqOHOHZn 352

39

Al disolver KCN, se libera el ion CN- ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H+

Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidrolizará dando iones OH- y

generando pH básico

La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua

Reacción desplazada a la izquierda; las moléculas del HCl ceden un H+ a los OH-

lOHaqCl 2 aqOHaqHCl

Al disolver KCl en H2O se libera el ion Cl- (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H+ del agua

lOHaqCN 2 aqOHaqHCN

Los aniones de los ácidos fuertes son bases débiles por lo que no reaccionan con agua

Cl-, Br-, I-, 3NO

4ClO ,

40

TIPOS DE HIDRÓLISIS.TIPOS DE HIDRÓLISIS.

Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:

• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: Na Cl

• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na CN

• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl

• Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN

Hidrólisis de las sales (Pág. 220)Hidrólisis de las sales (Pág. 220)

Es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones procedentes de una sal con el agua

41

El catión sodio procede de base fuerte, por lo que es un ácido débil; el anión cloruro procede de ácido fuerte, por lo que es una base débil (recordar teoría par ácido-base conjugado).

Eso explica que no tengan ninguna tendencia a reaccionar con los iones procedentes del equilibrio de autoionización del agua:

H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq)

Al no ser alterado ese equilibrio por reacciones con otros iones, se mantiene el pH neutro (7) de la disolución.

Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: Na Cl Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: Na Cl

Na Cl (aq) Na+ (aq) + Cl– (aq) disociación total (es una sal)

42

• El NaNa++ es un ácido muy débil (viene de base fuerte) y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte (viene de ácido débil) y sí reacciona con el

agua de forma significativa:

• CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca un aumento en la concentración de hidroxilos, y

que el pH sea mayor que 7 (disolución básica).

Sales de base fuerte y ácido débil. Ej: CHCH33–COONa–COONaSales de base fuerte y ácido débil. Ej: CHCH33–COONa–COONa

Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

;]COO–[CH

]COOH][OH–[CHK

3

3

h

Multiplicando arriba y abajo por la concentración de H3O+ , se llega a la expresión:

KbKa

KwKh

Cuanto más débil sea el ácido, mayor será Kb, más básica será la disolución

43

Sales de base débil y ácido fuerte. Ej: NHNH44ClClSales de base débil y ácido fuerte. Ej: NHNH44ClCl

Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

;][NH4

]O][H[NHK

33

h

Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH- , se llega a la expresión:

KaKb

KwKh

Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución

El NHNH44+ es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua

mientras que el ClCl–– es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida

44

Sales de ácido fuerte y base débil. Ej: NHNH44ClClSales de ácido fuerte y base débil. Ej: NHNH44ClCl

Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

;][NH4

]O][H[NHK

33

h

Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH- , se llega a la expresión:

KaKb

KwKh

Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución

El NHNH44+ es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua

mientras que el ClCl–– es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida

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Sales de ácido débil y base débil. Ej: NHNH44CN (pág. 222)CN (pág. 222)Sales de ácido débil y base débil. Ej: NHNH44CN (pág. 222)CN (pág. 222)

Kb * Ka

KwKh El pH dependerá del valor relativo de Ka y Kb

Tanto el catión como el anión sufrirán hidrólisis, por ser especies conjugadas de ácidos o bases débiles. En estos casos:

Si Ka > Kb, el catión se hidroliza más que el anión, y el pH será menor que 7 (disolución ácida)

Si Ka < Kb, el anión se hidroliza más que el catión, y el pH será mayor que 7 (disolución básica)

Si Ka es aproximadamente igual a Kb, ambos iones se hidrolizarán de modo semejante, y el pH será 7 (disolución prácticamente neutra)

Pág.. 235, del 34 al 41. Lunes, en aula 35

46

En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua

Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base. Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en

Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO3 o CaCl2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras (pH = 7)

Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na2CO3 o KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH- sus disoluciones son básicas (pH >7)

Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH4NO3 o FeCl3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H3O+sus disoluciones son ácidas (pH > 7)

Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo: NH4CN o CaCl2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

47

EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD.EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD.

Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente

En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base

1 eq HCl : 1 eq Ca(OH)2

CaCl2 + 2 H2OCa(OH)2 + 2 HClUn ejemplo:

2 moles HCl

1 mol Ca(OH)2

2 eq HCl

2 eq Ca(OH)2 =

Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad (L)disolución la de volumen

esequivalent de númeroN

Valencia (v) para un ácido, el número de H+ que cede por molécula

Valencia (v) para una base, el número de H+ que reacciona con cada molécula

número de eq = número de moles .valencia N = M · vnúmero de eq = número de moles .valencia N = M · v

48

VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág. 223)VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág. 223)

La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base.

Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH- + H+ = H2O)

Instante definido como punto de equivalenciapunto de equivalencia

Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador indicador ácido baseácido base, que avisa, cambiando de cambiando de colorcolor, cuando se ha completado la reacción

Ver flash de carpeta

49

Zona de viraje fenolftaleína

En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base Na Va = Nb Vb

NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización.

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 8642

pH Curvas de valoración (Pág. 224)Curvas de valoración (Pág. 224)

Ver flash de carpeta

De ácido débil con base fuerte: la sal formada da hidrólisis básica.

50

El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7

Pág. 224, ej. del 42 al 45; pág. 230, del 84 al 87; del 79 al 83

De base débil con ácido fuerte: hidrólisis ácida

De ácido débil con base fuerte

51

Indicadores ácido- base (pág. 218)Indicadores ácido- base (pág. 218)

Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado

HIn (aq) + H2O (l)

Forma ácida (color 1) In- (aq) + H3O+ (aq)

Forma básica (color 2)

La constante de acidez del indicador es: KIn = [In-] [H3O+][HIn]

[HIn]

[In-]

[H3O+]

KIn

=

El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–] o bien cuando [HIn]< 1/10·[In–] ; si se parecen las concentraciones, mezcla de colores

Si se añade una pequeña cantidad de indicador a un ácido AH: HA + H2O A– + H3O+

HIn (aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O+ (aq)Al aumentar la concentración de hidronio, por el efecto del ion común, el equilibrio del indicador se desplazará hacia la izquierda, predominando entonces su color ácido. Al combinar el indicador con una base, los hidroxilos que proceden de ésta

consumirán los hidronios del equilibrio del indicador, que se desplazará entonces hacia la derecha, predominado su color básico.

52

EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

Rojo

Naranja

Rojo

Rojo

Amarillo

Amarillo

Incoloro

Rojo

Amarillo

Amarillo

Amarillo

Azul

Azul

Azul

Rosa

Púrpura

1,2-2,8

3,1-4,4

4,2-6,3

5,0-8,0

6,0-7,6

8,0-9,6

8,2-10,0

11,0-12,4

1,7

3,4

5,0

6,5

7,1

8,9

9,4

11,7

Nombre del indicador

Azul de timol

Naranja de metilo

Rojo de metilo

Tornasol

Azul de bromotimol

Azul de timol

Fenolftaleína

Alizarina

pKin

Color forma ácida

Color forma básica

Rango pH de cambio color

Un indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje (rango de pH en el cual pasa de forma ácida a básica o viceversa) y de forma más clara se aprecia el cambio de color.

Pág. 219, ej. 31, 32, 33

53

El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

LA LLUVIA ÁCIDA.LA LLUVIA ÁCIDA.

Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire

El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve

El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO2: 4 FeS2 (s) + 11O2 (g) 2Fe2O3 (s) + 8SO2 (g)

El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre

Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+