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Tema 8

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  • 1. TEMA 8REACCIONES ÁCIDO-BASE O DE INTERCAMBIO DE PROTONES
  • 2. 1.-CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.Ácidos:Tienen sabor agrio.Son corrosivos para la piel.Enrojecen ciertos colorantes vegetales.Disuelven sustanciasAtacan a los metales desprendiendo H2.Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. ácidos importantes son :el salfumán ( ácido clorhídrico), el ácido sulfúrico( baterías de los coches), el ácido acético ( vinagre), el ácido cítrico( naranjas, limones)
  • 3. Bases: 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.Bases importantes son : elhipoclorito sódico (lejía),amoniaco, sosa, óxido decalcio ( cal), bicarbonatosódico
  • 4. 2.-TEORÍA DE ARRHENIUS.Publica en 1887 su teoría de “disociacióniónica”, en la que afirma que hay sustancias(electrolitos), que en disolución, se disocianen cationes y aniones.ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disociacationes H+”.AH  (en  disolución acuosa) → A–  + H+Ejemplos:HCl (en disolución acuosa) → Cl–  + H+H2SO4 (en disolución acuosa) → SO42–  + 2 H+BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia anionesOH–“.BOH  (en disolución acuosa) → B+  + OH–Ejemplo:NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–
  • 5. NeutralizaciónSe produce al reaccionar un ácido con una base conformación de agua:H+ + OH–  → H2OEl anión que se disoció del ácido y el catión que se disocióde la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):NaOH + HCl →  H2O + NaCl (Na+ + Cl–)Las principales limitaciones de la teoría de Arrhenius son-Sólo es aplicable a disoluciones acuosas-El ión H+ no existe en disolución-Existen bases como el amoniaco o el carbonato sódicoque no tienen el ión OH-
  • 6. 3.-TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. Publicaron en 1923 de forma aislada una teoría que considera el comportamiento de ácidos y bases , no de una forma aislada sino como algo interrelacionadoÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cedeH+) hay otra que se comporta como base (captura dichosH+).Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “baseconjugada” y cuando una base captura H+ se convierte ensu “ácido conjugado”.
  • 7. Ejemplo de disociación de un ácido:HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido,que al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada).Ejemplo de disociación de una base:NH3 (g) + H2O (l)   → NH4+ + OH–En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a labase NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).Una reacción de neutralización es una reacción en al quehay una transferencia de protones entre el ácido y labase:HCl + NH3 Cl- + NH4+
  • 8. Esta teoría también se puede aplicar a especiesquímicas iónicas:CO32- + H2O HCO3- + OH-Se puede aplicar con disolventes no acuosos como elamoniacoHCLO + NH3 ClO- + NH4+Existen sustancias que pueden comportarse como ácidosy bases, dependiendo de las sustancias con las quereaccionan . Estas sustancias reciben el nombre deanfóterasInconveniente de la teoría:- Existen sustancias que se comportan comoácidas y no
  • 9. 4.- TEORÍA DE LEWISÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capazde aceptar un par de electrones y formar un enlacecovalente coordinado”.BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz deaportar un par de electrones para formar un enlacecovalente coordinadoEjemplos:HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo(de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar unpar de electrones del H2O formando un enlace covalentecoordinado (H3O+).NH3 (g) + H2O (l) NH4+(ac) + OH–(ac)En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo(de N) capaz de aportar un par de electrones en laformación del enlace covalente coordinado (NH4+).
  • 10. 5.-constante de disociación de ácidos y de basesDe forma cualitativa , según la teoría de Arrhenius, unácido o una base es fuerte cuando en disolución seencuentra totalmente disociado, mientras que es débil siel grado de disociación es pequeñoDe manera análoga, en la teoría de Brönsted, un ácido seráfuerte cuando muestra una gran tendencia a ceder unprotón, mientras que una base será fuerte si presenta unagran tendencia a aceptar un protón
  • 11. En esta teoría el concepto de ácido (base) fuerte es unconcepto relativo ya que depende de la sustancia con la quese enfrente. Por ello hay que tomar una sustancia dereferencia que es normalmente el aguaCuanto más fuerte sea un ácido , tanto más débil es su baseconjugadaDe una manera cuantitativa , la fuerza de un ácido ( base)puede expresarse mediante el valor de la constante deequilibrioHA  + H2O ⇄ A–  + H3O+
  • 12. A Ka se le llama constante de disociación o constante deacidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles:Si Ka > 100 : El ácido es fuerte y estará disociado casi en sutotalidad.Si Ka < 1: El ácido es débil y estará sólo parcialmentedisociado.Son ácidos fuertes: el ácido perclórico (HClO4) , el HI , elHCl, el ácido nítrico (HNO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4)Son bases fuertes los hidróxidos de metales alcalinos yalcalino-térreos, los hidruros (H-) y los amiduros (NH2-)5.1 ácidos polipróticosEs importante no confundir la fuerza de un ácido con elnúmero total de protones que puede ceder o aceptar cadauna de sus moléculas
  • 13. Los ácidos que solo puede ceder un protón se les llamamonopróticos y si pueden ceder más de uno se le llamapolipróticoLos ácidos polipróticos no ceden de una vez y con lamisma facilidad todos los protones, sino que lo hacen deforma escalonada y cada vez con mayor dificultadH2CO3   + H2O ⇄ HCO3–  +  H3O+  HCO3–  + H2O⇄ CO32–  +  H3O+ Ka1 = 4,5x10–7 M Ka2 = 5,7x10–11 M
  • 14. 6.- ionización del agua La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l) ⇄ H3O+(ac) + OH– (ac) Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:         Kw = KC x [H2O]2conocido como “producto iónico del agua” El valor de dichoproducto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 
  • 15. .En el caso del agua pura: [H3O+] = [OH–] =  (10–14)½ = 10–7Se denomina pH:para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7=7Tipos de disoluciones·      Ácidas:  [H3O+] > 10–7  pH < 7·      Básicas: [H3O+] < 10–7  pH > 7·      Neutras: [H3O+] = 10–7  pH = 7En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–]Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces[OH–] debe disminuir y así el producto de ambasconcentraciones continúa valiendo 10–14
  • 16. Concepto de pOH.A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10‑14 Aplicando logaritmos y cambiando el signotendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de25 ºC
  • 17. pK 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.Relación entre Ka y Kb conjugada.Equilibrio de disociación de un ácido: HA  + H2O ⇄ A– + H3O+Reacción de la base conjugada con el agua:A– + H2O  ⇄AH + OH– En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que si unácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido esdébil su base conjugada es fuerte.
  • 18. 7.-Hidrólisis de salesEs la reacción de los iones de una sal con el agua. Así,las sales pueden producir que una disolución de las mismassea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable cuando estosiones proceden de un ácido o una base débilTipos de hidrólisis.Según procedan el catión y el anión de un ácido o una basefuerte o débil, las sales se clasifican en:a) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.Ejemplo: NaClNO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ quees un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:Na+ + 2 H2O  NaOH  + H3O+Cl– + H2O  HCl  + OH–están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, sureacción con el agua es insignificante.
  • 19. El pH de la disoluciones de estas sales es neutro (pH=7)b) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.Ejemplo: Na+CH3–COO–Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es unácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte y si reacciona conésta de forma significativa:CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).c) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.Ejemplo: NH4ClSe produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es unácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientrasque el Cl– es una base débil y no lo hace de formasignificativa:NH4+ + H2O  NH3  + H3O+
  • 20. Sales procedentes de ácido débil y base débil.Ejemplo: NH4CNEn este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– sehidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué iónse hidrolice en mayor grado.Como Kb(CN–) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M ,en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) esmayor que Ka(NH4+)
  • 21. 8.-DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (TAMPÓN)Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñascantidades tanto de ácido como de base. Están formadaspor: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débilcon catión neutro:Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil conanión neutro:Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental(p.ej. reacciones bioquímicas)
  • 22. Mecanismo de acción: HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A− (aq) [A − ][H 3O + ] [HA] [A − ] Ka = ; [H 3O + ] = K a − ; pH = pK a + log [HA] [A ] [HA]Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda,disminuirá el cociente [A−]/[HA] y el pH bajará.Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con lascantidades (grandes) que hay de A− y HA, el cociente cambiará muypoco y el pH apenas se modificará. P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3. * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686.
  • 23. 9.-INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE).Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de laforma ácida a la básica:HIn + H2O ↔ In– + H3O+forma ácida forma básicaUno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuyaforma ácida es incolora y la forma básica rosa fucsia, y cuyointervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH.Igualmente, para medir el pH de una.disolución de manera aproximada enel laboratorio se utiliza habitualmenteel papel de tornasol que da unatonalidad diferente según el pH, porcontener una mezcla de distintosindicadores
  • 24. Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escalalogarítmica en base 10, el cambio de color se consideraapreciable cuando:[HIn] > 10 [In–] o [HIn] < 1/10 [In–]Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo:pH = pKa + log [In–] / [HIn] = pKa ± 1 Color forma Color forma Zona de viraje Indicador ácida básica (pH) Violeta de Amarillo Violeta 0-2 metilo Rojo Congo Azul Rojo 3-5Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
  • 25. 9.-VALORACIONES ÁCIDO-BASEValorar es medir la concentración de undeterminado ácido o base a partir delanálisis volumétrico de la base o ácidoutilizado en la reacción deneutralización.La neutralización de un ácido/base conuna base/ácido de concentraciónconocida se consigue cuando n(OH–) =n(H3OVácido x [ácido] x a = Vbase x [base]xbTodavía se usa mucho la concentraciónexpresada como Normalidad:Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Vácido x Nácido = Vbase xNbase
  • 26. Gráfica de valoración de vinagre con NaOH pH 12 10 8 Zona de viraje fenolftaleína 6 4 2 20 40 60 V NaOH(ml)
  • 27. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2 M = 50 mmoles3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O 3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3 ————— = —————— n(H2SO4) 50 mmoles• n(H2SO4) = 75 mmol• n (H2SO4) 75 mmol [H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) 100 ml
  • 28. Ejercicio : Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?• a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase 50,5 ml x 0,2 N Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M 10,1 ml• b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre:• m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g• msoluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m 1060 g

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