reacciones ácido-base 2bach 1 reacciones de transferencia de protones (ácido-base) 2 bach

Reacciones ácido-base 2Bach1

Reacciones de Transferencia de Protones (ácido-base)

2 Bach

1.-Características de ácidos y bases2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base.

2.1.Teoría de Arrhenius. Disociación. Neutralización. Limitaciones

2.2.Teoría de Brönsted-Lowry. Ácidos y bases conjugados3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.4.- Fuerza de ácidos y bases.

4.1.Relación entre Ka y Kb.4.2. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, grado

de disociación5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo). 6.- Valoraciones ácido-base.7.- Reacciones de precipitación.

7.1. Solubilidad. Producto de solubilidad. 7.2. Factores que afectan a la solubilidad


1. Características de ácidos y bases.

ÁCIDOSÁCIDOS::• Tienen sabor agrio.• Son corrosivos para la piel.• Conducen la corriente

eléctrica.• Colorean de rojo ciertos

colorantes vegetales, (indicadores).

• Disuelven sustancias• Atacan a algunos metales

desprendiendo H2.

• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

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

la piel.• Conducen la corriente eléctrica.• Dan color azul a ciertos colorantes

vegetales.• Precipitan sustancias disueltas por

ácidos.• Disuelven grasas.• Pierden sus propiedades al

reaccionar con ácidos.


2.- Evolución del concepto de ácido y base.

2.1 Definición de Arrhenius

Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”.– Hay sustancias inorgánicas (electrolitos) que en disolución

acuosa se disocian en cationes y aniones, conduciendo la corriente eléctrica.

• ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.• BASE:BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.


Disociación

ÁCIDOS:HA (en disolución acuosa) H+ + A–

Ejemplo: HCl (en disolución acuosa) H+ + Cl–

BASES:BOH (en disolución acuosa) B + + OH–

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


Neutralización

Mediante la neutralización las propiedades de los ácidos y de las bases se compensan mutuamente, y la reacción que tiene lugar se suele escribir escribe como:

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA.

Se produce al reaccionar un H+ con un OH- para formar 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):Por ejemplo: NaOH(ac) +HCl(ac) H2O + NaCl(ac) (Na+ + Cl–)


Limitaciones de la teoría de Arrhenius

Se aplica a reacciones en disolución acuosa. No puede justificar reacciones ácido-base que transcurren en fase gaseosa, en otros disolventes o en ausencia de los mismos.

Sustancias como el amoníaco, el carbonato de sodio, el

hidrogenocarbonato de sodio y las aminas, no tienen grupos OH- y, sin embargo al disolverlas en agua presentan propiedades básicas.

Los iones H+, debido a su carga y su pequeño tamaño, no pueden

existir libres en disolución acuosa, sino asociados a moléculas de agua , (hidratados): H+ (H2O)n ; y generalmente n =1 , formando los iones hidronio (u oxonio) H3O+, ión hidrógeno hidratado.


Reacciones ácido-base 2Bach 8

2.2.Teoría de Brönsted-Lowry.

• ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución acuosa cede H+”.

• BASES: “Sustancia que en disolución acuosa acepta H+”.Para Brönsted-Lowry las reacciones entre ácidos y bases son reacciones

de transferencia de H+ desde el ácido a la base.

Par Ácido/base conjugadoSiempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (acepta dichos H+).Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” (con capacidad de aceptar H+), y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado” (con capacidad de ceder H+)

-H+

Acido (HA) Base (A-) +H+

+H+

Base (B) Acido (BH+) -H+

Disociación de un ácido:HCl (g) + H2O (l) Cl– (ac) + H3O+(ac)

En este caso el H2O actúa como base y el HCl (ácido) al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada del HCl). El H3O+ es el ácido conjugado del agua.

Disociación de una base:NH3 (g) + H2O (l) NH4

+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 (base) que se transforma en NH4

+ (ácido conjugado del NH3). El OH- es la base conjugada del agua.

Cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada (y viceversa)Las sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos o como bases, se llaman ANFÓTERAS

Una reacción de neutralización en disolución acuosa según la teoría de Brönsted Lowry se puede representar por:

H3O+(ac) + OH-(ac) 2 H2O(l).


3. Equilibrio de ionización del agua. • El agua tiene una pequeña conductividad eléctrica, lo que indica que está

muy poco disociada en iones:• 2 H2O(l) ↔ H3O+(ac) + OH– (ac)

H3O+ · OH– Kc = ——————

H2O2• Como H2O es cte por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”

• El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14


[ ]× [ ] -w 3K H O OH


Concepto de pH.

• En el caso del agua pura: ——H3O+ = OH– = 10–14 = 10–7 M

• Se denomina pH a:

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

pH = – log 10–7 = 7

TIPOS DE DISOLUCIONES

• Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7

• Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7

• Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7

En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– = 10-14

Si H3O+ aumenta (en la disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14

3pH log [H O ]

Concepto de pOH.

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

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14

• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

pOH log [OH ]


4. Fuerza de ácidos y bases.• Ácidos y bases fuertesÁcidos y bases fuertes: (: ()) Están totalmente disociados

– Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+

NaOH (ac) Na+ + OH–

Ácidos fuertes: HClO4, HClO3, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3

Bases fuertes: hidróxidos de metales de los grupos I y II ( Ca, Sr, Ba)

• Ácidos y bases débilesÁcidos y bases débiles: (: (↔)↔) Están disociados parcialmente– Ejemplos:

CH3–COOH (ac) ↔ CH3–COO– + H+

NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–


Fuerza de ácidos.

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

HA + H2O A– + H3O+

A– H3O+ A– H3O+Kc = ————— Kc H2O = ————— HAH2O HA


3

2

[ ] [ ][ ]

[ ]C a

A H OK H O K

HA

Ka mide la fuerza del ácido: cuanto mayor sea, más fuerte será el ácido y mayor su grado de disociación (y más débil su base conjugada).

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.

Ácidos polipróticos

Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.Existen tantos equilibrios como H+ disocie el ácido: H2CO3

+ H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+

HCO3– · H3O+ CO3

2– · H3O+ Ka1 = ——————— Ka2 = ——————— HCO3

– [H2CO3]

Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M

La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.


Fuerza de bases.

En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante del equilibrio: B + H2O BH+ + OH–

BH+ OH– BH+ OH–

Kc = ————— Kc H2O = —————— B H2O B


2

[ ] [ ][ ]

[ ]C b

BH OHK H O K

B

Fuerza de ácidos y bases (pK)

Al igual que el pH se denomina pK : 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.


4.1. 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 HA + OH–

A– H3O+ HA OH– Ka = ————— ; Kb = ————— HA A–

A– H3O+ HA OH– Ka Kb = —————————— = KW HA A–

Ka Kb = 10-14


En la práctica, esta relación (Ka · Kb = 10-14) 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).

Criterios para despreciar x a) Por lo general se puede aplicar la aproximación cuando Ka es

pequeña (menor o igual que 10-4) y la [ácido]0 es grande (mayor o igual que 0,1M).

b Se puede despreciar x, si x es del orden del 5% o menos de la

[ácido ]0


Relación entre la constante y 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

5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).

Es la reacción de los iones de una sal con el agua.

Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil:

Hidrólisis ácida (de un catión):NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

Hidrólisis básica (de un anión):

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–


• Ejemplo: NaClEjemplo: NaClNO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el NaNa++ que es un ácido

muy débil como el ClCl–– 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.

• Ejemplo: NaEjemplo: Na+ + CHCH33–COO–COO––

SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte, (proviene de un ácido débil como el acético), y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).


Tipos de hidrólisis.

• Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl

SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NHNH44+ es un ácido

relativamente fuerte, (proviene de una base débil como el NH3), y reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

• Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN

En este caso tanto el catión NHNH44++

como el anión CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4

+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4

+)


Indicadores de pH (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:

HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica

El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]

In– · H3O+ HIn Ka = —————— H3O+ = Ka · ———

HIn In–

pH = pKa + log In–/HIn = pKa 1

6.- Valoraciones ácido-base.La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de

concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).


7. Reacciones de precipitación.

Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una

sal)La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la

sustancia sólida.Normalmente el disolvente es el agua.

SolubilidadEs la máxima concentración molar de soluto en un determinado

disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto.


Producto de solubilidad (KS o PS) en electrolitos de tipo AB.

En un electrolito de tipo ABtipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por:

AB(s) A+(ac) + B(ac)Conc. inic. (mol/l): c 0 0Conc. eq. (mol/l): c s sLa concentración del sólido permanece constante.

Y la constante de equilibrio tiene la expresión:

Ejemplo: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl (ac)KS = [Ag+]·[Cl] = s2

“s” es la solubilidad de la sal.

2SK s s s


Ss K


El Kps se puede utilizar para predecir si se forma o no precipitado al mezclar dos disoluciones. Para ello hay que determinar el COCIENTE DE REACCIÓN, que en este caso se llama PRODUCTO IONICO: producto de las concentraciones de los iones en situación de no equilibrio, elevadas a los coeficientes estequiométricos de la ecuación que representa el proceso.

Si PI < Kps la disolución NO está saturada, si se añade más sólido éste se disolverá en la disolución hasta alcanzar el valor de Kps.

Si PI= Kps, la disolución ESTA saturada, el sistema se encuentra en equilibrio.

Si PI > Kps, la disolución está SOBRESATURADA , sistema inestable, si se le perturba (mediante un choque mecánico, adición de sólido,...etc) se producirá precipitación para disminuir el producto iónico hasta que alcance el valor de Kps y se establezca el equilibrio.

Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito.

• Tipo ATipo A22BB: A2B (s) 2 A+(ac) + B2(ac)

Conc. inic. (mol/l): c 0 0Conc. eq. (mol/l): c 2s sY la constante de equilibrio tiene la expresión:

Las misma expresión será para electrolitos tipo ABAB2.2.

• Tipo ATipo AaaBBbb: AaBb (s) a Ab+(ac) + b Ba(ac)

Conc. inic. (mol/l): c 0 0Conc. eq. (mol/l): c as bs

2 3(2 ) 4 SK s s s


( ) ( ) a b a b a bSK as bs a b s Sa b

a b

Ks

a b

3

4 SKs

Factores que afectan a la solubilidad

Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble.

Estos son:– Efecto ion común.– pH.– Formación de complejos– Reacciones redox


Efecto ion común.

Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará.

Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante.

Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia.


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