Tema 7: Reacciones de transferencia de protones

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Tema 7: Reacciones de transferencia de protones

  1. 1. Química Tema 7: “Reacciones detransferencia de protones” En este tema vamos a tratar las reacciones entre los ácidos y las bases.
  2. 2. Teoría de Arrhenius(1883)• Define ácido y base: – Ácido: toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones H+ (protones). H2O HCl H ( aq ) Cl ( aq ) – Base: toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones OH- (hidroxilos). H2O NaOH Na ( aq ) OH ( aq )• Limitaciones: – Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilos. Ej: amoniaco. – Se limita a disoluciones acuosas.
  3. 3. Teoría de Brönsted y Lowry(1923)• Revisan el concepto de ácido y base: – Base: toda sustancia capaz de aceptar protones. NH 3( aq ) H 2O(l )   NH 4   ( aq ) OH ( aq ) Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 – Ácido: toda sustancia capaz de ceder protones. CH3COOH( aq ) H2O(l )   CH3COO   ( aq ) H3O ( aq ) Ácido 1 base 2 Base 1 Ácido 2• Dichas combinaciones ácido1-base1 y ácido2 y base2 se denominan pares conjugados.• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa.
  4. 4. • Ventajas: – Ya no se limita a disoluciones acuosas. – Se explica el comportamiento básico de algunas sustancias como puede ser el NH3. Lewis(1923)• Ácido: Sustancia capaz de aceptar electrones. Debe tener su octeto de electrones incompleto. BF3.• Base: sustancia capaz de ceder electrones. Debe tener algún par de electrones solitarios. NH3.• Todas las sustancias químicas que son ácido o base según las teorías de arrhenius y Brönsted-Lowry también lo son según la teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis no lo son de Brönsted.
  5. 5. Ácidos polipróticos• Son aquellos ácidos que tienen varios hidrógenos que pueden donar en forma de protones.• Estos protones no se ceden de una sola vez, sino en sucesivas etapas de disociación del ácido. H 2 SO4 H 2O  H 3O HSO4 K a1 HSO4 H 2O  H 3O SO4 2 Ka2• Los ácidos se van volviendo progresivamente más débiles.• Ka1> Ka2
  6. 6. Medida de la fuerza de un ácido y una base• El valor de las constantes de acidez y basicidad es la medida de la fuerza de un ácido y de una base.• Se denomina ácido y base fuerte a aquellos que en disolución acuosa se encuentran totalmente disociado. Ka y Kb >>1, Ka y Kb →∞ H 2O H 2O HCl H Cl NaOH Na OH• Se denomina ácido y base débil a aquellos que en disolución acuosa se encuentran parcialmente disociado. HCN H2O   H3O   CN NH3 H2O   NH4   OH• Ka y Kb son las constantes de ionización de los ácidos y de las bases respectivamente. CN H 3O NH 4 OH Ka Kb HCN NH 3
  7. 7. Disociación del agua. Escala de pH• El agua se autoioniza: H2O H2O   OH   ( aq ) H3O ( aq ) Kw OH H 3O• Kw es el producto iónico del agua. Depende de la temperatura y a 25ºC tiene valor de 10-14 mol2/L2 . A cualquier A 25ºC Disolución temperatura Si la [H3O+]=[OH-] [H3O+]=10-7 Neutra Si la [H3O+]>[OH-] [H3O+]>10-7 Ácida Si la [H3O+]<[OH-] [H3O+]<10-7 Básica
  8. 8. • Para medir la [H3O+] en una disolución se utiliza el pH, ya que evita trabajar con números con exponentes negativos. pH= -log[H3O+] pOH= -log[OH] pH + pOH = 14 Temperatura pH Disolución <7 Ácida 25ºC >7 Básica =7 Neutra• Relación entre las constantes de un ácido y su base conjugada: Kw=Ka∙Kb• Grado de disociación (α) de un ácido o una base débiles es lo que se disocia de un mol y depende de su concentración.
  9. 9. Hidrólisis• La hidrólisis se presenta siempre que el catión o el anión de una sal sean lo suficientemente ácidos o básicos como para reaccionar con el agua, es decir, siempre que la sal provenga de un ácido o una base débil.• Se utiliza para calcular el pH de las sales, ya que muchas presentan características ácidas o básicas. Sal de base fuerte y ácido fuerte (NaCl): – Disociar la sal en sus iones: NaCl Na Cl – Identificar su procedencia: Na ( NaOH ) Cl ( HCl ) – Determinar cuáles se pueden hidrolizar: proviene de ácido y base fuerte, por tanto no se hidrolizan ninguno. – pH neutro.
  10. 10. Sal de base fuerte y ácido débil (CH3COONa)– Disociar la sal en sus iones: CH3COONa → CH3COO- + Na+– Identificar su procedencia: CH3COO- (CH3COOH) Na+ (NaOH)– Determinar cuáles se pueden hidrolizar: el ión acetato se hidroliza porque provine del ácido acético que es un ácido débil.– Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis: CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH- Kw CH 3COOH OH Kh Kh Ka CH 3COO– El pH básico.
  11. 11. Sal que proviene de una base débil y ácido fuerte (NH4Cl ):– Disociar la sal en sus iones: NH4Cl → NH4+ + Cl-– Identificar su procedencia: NH4+ (NH3 ) Cl- ( HCl)– Determina cuáles se pueden hidrolizar: el ión amonio se hidroliza porque proviene de una base débil.– Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis: NH4+ + H2O → NH3 + H3O+ NH 3 H 3O Kw Kh Kh NH 4 Kb– El pH ácido. .
  12. 12. Sal que proviene de un ácido débil y base débil (NH4CN):• Disociar la sal en sus iones: NH 4CN NH 4 CN• Identificar su procedencia: NH 4 ( NH 3 ) CN ( HCN )• Determinar cuáles se pueden hidrolizar: en este caso se hidroliza el catión y el anión, ya que ambos provienen de ácidos y bases débiles.• Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis: NH 4 H 2O NH 3 H 3O CN H 2O HCN OH• El pH final dependerá de que hidrólisis sea más intensa (el que tenga mayor constante).
  13. 13. Neutralización• Es la reacción que ocurre entre un ácido y una base. ácido + base → sal + agua HCl + NaOH → NaCl + H2O• Según la cantidades relativas de estas sustancias se pueden dar tres situaciones: – Exceso de ácido: la disolución final será ácida. – Exceso de base: la disolución final será básica. – Cantidades estequiométricas de ácido y base: todo el ácido presente y toda la base reaccionan entre sí y se alcanza el punto de equivalencia. – En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización, el número de equivalentes químicos de ácido y base que han reaccionado son iguales. nº equivalentes nº equivalentes N V N V
  14. 14. N aVa N bVb N M Valencia• Valencia: en ácidos el número de H ácidos y en base el número de OH.• N (Normalidad): nº de equivalentes por litro de disolución.• Equivalentes ácido-base. Cantidad de una sustancia que suministra o acepta un mol de protones o iones hidroxilos.• Si trabajamos en moles hay que tener en cuenta la estequiometría de la reacción. pH del punto de equivalencia:• El pH en el punto de equivalencia es el pH que tiene la disolución cuando el número de equivalentes de ácido es igual al número de equivalentes de base.• El pH en el punto de equivalencia no es siempre es 7 ya que si alguno de ellos es débil, el ión correspondiente de la sal formada experimentará hidrólisis y modificará el pH del punto de equivalencia.
  15. 15. Volumetría ácido-base• Proceso de determinación de la concentración de un ácido o una base en una disolución mediante su neutralización con un volumen de una disolución de una base o un ácido, respectivamente, de concentración conocida. Indicadores ácido-base: – Sustancias(ácidos débiles) que cambian de color según la acidez del medio. – El cambio de color de los indicadores se produce en un determinado intervalo de pH llamado intervalo de viraje. – Para seleccionar un indicador debe tener un punto final próximo al punto de equivalencia. – La fenolftaleína es un indicador, cuya forma ácida es incolora, mientras que la forma básica es rosada. HIn H 2O  H 3O In Forma ácida Forma básica Incolora Rosada
  16. 16. In pH pK a log HIn In 1 In 1 Rosado Incoloro InH 10 InH 10• Realización de una volumetría: – Mediante una pipeta se toma un volumen conocido de la disolución básica, se vierte en un erlenmeyer y se le añaden unas gotas de indicador. – Se llena una bureta con una disolución de ácido de concentración conocida y se enrasa el menisco. – Se deja caer la disolución de ácido gota a gota, en el matraz agitando al mismo tiempo. – Cuando la disolución cambia de color significa que ha alcanzado el punto de equivalencia, apuntándose el valor del volumen de ácido gastado.• Curvas de valoración: – Representación gráfica de una valoración ácido-base. – Se representa el pH de la disolución frente al volumen de reactivo añadido.
  17. 17. Tipos de valoraciones ácido-base• Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte. – pH=7 – Curva de valoración
  18. 18. • Valoración de un ácido débil con una base fuerte. – pH en el punto de equivalencia entre 8 y 9. – Curva de valoración:
  19. 19. • Valoración de una base débil con un ácido fuerte. – pH en el punto de equivalencia entre 4 y 6. – Curva de valoración:
  20. 20. Disoluciones reguladoras o tampón• Es una disolución que mantiene un pH casi constante a pesar de añadir cantidades relativamente pequeñas de ácido o base.• Está formada por un ácido débil o una base débil y una sal de éstos. Acido AH( aq) H2O(l )  A ( aq ) H3O ( aq ) pH pK a log Sal• Análogamente para una base débil. Base pH 14 pKb log Sal• Un sistema tampón óptimo es aquel cuyas concentraciones del ácido y su base conjugada son lo más parecido posible. pH pK a

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