H Cl + Na OH

Propi

eda

des

• Ácidos.

• Bases o Álcalis

• Sabor agrio o ácido.

• Enrojecen el azul de tornasol.

• Disuelven el marmol.

• Reaccionan con los metales activos, Zn,

TEMA – REACCIONES DE TRANSFERENCIAS DE PROTONES

1. Dos grupos de sustancias: Ácidos y Bases.

• Sabor amargo.

• Sensación jabonosa al tacto.

• Azulean el azul de tornasol enrojecido.

1.1 Teoría clásica de Arrhenius. (Solo válida en medios acuosos).

• Ácido: Son sustancias que cuando se disuelven en H₂O, se ionizan produciendo protones.

HCl Cl¯ _{+ H}+

H₂O

CH₃ – COOH H2O CH₃-COO¯ _{+ H}+

O bien:

Se puede representar también:

HCl_(aq) Cl¯

(aq) + H+(aq)

HCl_(aq) + H₂O_(l) Cl¯

• Base : Son sustancias que cuando se disuelven en H₂O, se ionizan produciendo iones hidroxilo.

NaOH Na+ _{+ OH}¯

H₂O

NH₄ OH NH₄+ _{+ OH}¯

H₂O

o también

NaOH_(aq) Na+

(aq) + OH¯(aq) H₂O

• Neutralización : Reacción de un ácido con una base para dar sal más H₂O

2. Teoría de Bronsted Lowry.

• Ácido: Es toda especie capaz de liberar protones en disolución.

CH₃ – COOH dis CH₃-COO¯ _{+ H}+

NH₄+ _NH

3 + H+ dis

• Base: Es toda especie capaz de aceptar protones en disolución.

NH₃ + H+ _NH

4+ dis

ácido base

CH₃ – COO¯ _{+ H}+ _CH

3-COOH

dis

base ácido

• A todo ácido le corresponde una base y viceversa.

Se denominan pares ácido-base conjugados

HCl / Cl¯

_NH

_{/ NH}

3

CH₃-COOH / CH₃ - COO¯

_Na

_{/ OH}

• En la teoría clásica, el disolvente no interviene en el equilíbrio, mientras que en la de Bronsted toma parte activa en el mismo, aceptando o cediendo protones.

HCl + H₂O Cl¯ _{+ H}

3O +

ácido1 base2 base1 ácido2

NaOH + H₂O Na(H₂O)+ _{+ OH}¯

ácido2 ácido1 base2

CH₃COOH + H₂O CH₃COO¯ _{+ H} 3O+

ácido1 base2 base1 ácido2

• Un ácido necesita un disolvente capaz de aceptar protones, para poder manifestar sus propiedades.

• Una base necesita un disolvente capaz de ceder protones, para poder manifestar sus propiedades.

• La reacción de neutralización consiste en el intercambio de protones entre la forma ácida y la forma básica.

NH₃ + H₂O NH₄+ _{+ OH}¯

ácido1 base2

base1 ácido2

HCl + NaOH Cl¯ _{+ Na(H}

2O)+

• Las sustancias que como el H₂O pueden actuar como ácido o como base, se llaman anfóteras.

HCO₃¯ _{+ NH}

3 CO3= + NH4+

ácido1 base2 base1 ácido2

HCO₃¯ _{/ CO}

3= H2CO3 / HCO3¯

Otro ejemplo:

H₂O / OH¯ H₃O+ / H₂O

• Cuánto 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.

HCO₃¯ _{+ HCl H}

2CO3 + Cl¯

1. El ión cianuro, CN− se comporta como una base de Brönsted-Lowry. ¿Cuál es su ácido conjugado?.

2. El HF muestra carácter ácido. ¿Cuál es su base conjugada?

3. Utilizando la teoría protónica de Bronsted-Lowry, indica cuáles de las siguientes especies son ácidos o bases y escribe su base o ácido conjugado:

SO₄2− , HCO₃− , F− , HCl , OH− , NH₄+ _{, CO} 3=

4. Completa estos equilibrios ácido-base de Bronsted-Lowry :

a) ……. + H₂O ↔ CO₃2− + H₂O

b) NH₄+ _{+ OH}− ↔ H

2O + ……..

3. Como medir la fuerza de un ácido o de una base.

Según Bronsted

ácido1 + base2 base1 + ácido2



 





 



2 1

base ácido

ácido base

K_c 

Si K_c >> 1 ácido1 es más fuerte que el ácido2

Si K_c << 1 ácido1 es más débil que el ácido2

•

Kc

• Se suele tomar H₂O / OH¯ _{y H}

• Ácido Fuerte:

HCl + H₂O_(l) Cl¯ _{+ H}

3O +

En disoluciones diluidas H₂OCte.

[ Cl

] [H

O

]

[ HCl ] [H

O ]

Kc =

[ Cl

] [H

O

]

[ HCl ]

Kc



[H

O ] =

Ka =

≈ 0

=



• Ácido Débiles:

AcH + H₂O_(l) Ac¯ _{+ H}

3O+

 









AcH O H Ac

Ka 3 1,8 105 /



 



• Constante de ionización. •Constante de disociación. •Constante de acidez.

• Los ácidos débiles se disocian parcialmente.

• Base Fuerte:

   



NaOH





H

O



OH

Na

Kc

 



NaOH + H₂O_(l) Na(H₂O)+ _{+ OH}¯





   

_

_

NaOH

OH

Na

Kb

O

H

Kc

 











• Base Débil:

NH₃ + H₂O_(l) NH₄+ _{+ OH}¯





 



_NH



mol

l

OH

NH

Kb

3 4

10

8

,

1

 







• Las bases débiles se disocian parcialmente.

5. Dados los pares conjugados ácido/base:

a) CH₃COOH / CH₃COO− K_a = 2 . 10−5

b) HF / F−

c) HCN / CN−

Elige el ácido más fuerte y la base más fuerte.

6. Razona en qué sentido está desplazada la reacción química:

HCN + F− ↔ CN− + HF

Datos K_a(HF)= 6,8 • 10-4 _{; K}

a(HCN)= 4,9 • 10−10

4. Disociación del agua. Escala de pH.

H₂O + H₂O H₃O+ _{+ OH}¯



  





) ( 2 3

l

O

H

OH

O

H

Kc

 



[H₂O ] = Cte.



 

_

  

OH

O

H

O

H

Kc



  



H

O

OH

H+ H+ H+ H+ OH¯ OH¯

H₂O

ÁCIDO

[ H+ _{] > [ OH}¯ _]

OH¯ OH¯ H+ H+ H+ H+ OH¯ OH¯

H₂O

NEUTRA

[ H+ _{] = [ OH}¯ _]

OH¯ OH¯ H+ H+ OH¯ OH¯

H₂O BÁSICO

[ H+ _{] < [ OH}¯ _]

[ H+ ] 100 ₁₀ˉ1 10ˉ2 ₁₀-3 ₁₀-4 ₁₀-5 ₁₀-6 ₁₀-7 ₁₀-8 ₁₀-9 ₁₀-10 ₁₀-11 ₁₀-12 ₁₀-13 ₁₀-14

[ OH¯ _]10-14₁₀-13 ₁₀-12 ₁₀-11 ₁₀-10 ₁₀-9 ₁₀-8 ₁₀-7 ₁₀-6 ₁₀-5 ₁₀-4 ₁₀-3 ₁₀-2 ₁₀-1 ₁₀0

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

ÁCIDO BÁSICO

8. Si el pH de una disolución es 4:

a) ¿Se trata de una disolución ácida, básica o neutra?

b) ¿Cuál es la concentración molar de iones hidronio y la de iones hidróxido en esa disolución?

9. El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos podeermos afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es:

a) Cuatro veces menor que el vino.

b) 107,35 _{mol L}-1

c) 10.000 veces mayor que en el vino.

Cálculo del pH, mediante la Teoría de Arrhenius.

Ca= Concentración de la disolución del ácido.

HCl Cl¯ _{+ H}

3O +

Inicialmente Ca 0 0

Final 0 Ca Ca

pH = - log Ca

• Ácido Débil:

Se distinguen tres tipos

• Fuerza media Ka entre 10 -1 _{--- 10} -3 • Débiles Ka entre 10-3 _{--- 10}-8 • Muy débiles Ka entre 10 -8

Disolución de Ácido de fuerza media de concentración Ca

HA A¯ _{+ H}+

Concent. Inicial Ca 0 0

Cambio -x x x

Concent. Final Ca - x x x

   

 

Ca

x

x

HA

H

A

Ka







0

2







Ka

Ca

x

Ka

x

Disolución de Ácido Débil de concentración Ca

HA A¯ _{+ H}+

Concent. Inicial Ca 0 0

Cambio -x x x

Concent. Final Ca - x x x

   

 

Ca

x

x

HA

H

A

Ka







Como el ácido es débil, se puede aproximar :

Ca



x



Ca

Ca

x

Ka

2

Disolución de Ácido Muy Débil de concentración Ca

• Si el ácido es muy débil, no pueden aplicarse las consideraciones anteriores, pues se llegaría a resultados paradójicos, es decir, a obtener pH básicos. El error nace de no considerarla disociación del H₂O.

2 H₂O H₃O+ _{+ OH}¯

HA + H₂O A¯ _{+ H} 3O+

La condición de electro-neutralidad establece:



   

_

_



O

H

A

OH

  

A



H

O

 



OH



Teniendo en cuenta el producto iónico del H₂O

  

_{  }

Kw O

H A

Al ser un ácido muy débil

 

_HA



_Ca



 

_{  }

Ca

O

H

Kw

O

H

O

H

Ka

 



_

_



3 3



H

O



Kw

Ca

Ka









Kw

O

H

Ca

Ka







H

O





Ka

Ca



Kw

10. Calcula el pH de una disolución 0,01 M de HF. Dato: Ka (HF)= 6,8 • 10- 4 _.

5. Predicción de reacciones ácido-base.

Supongamos el par conjugado HA/A¯

HA + H₂O A¯ _{+ H} 3O+

  



 

Ka 3 Multiplicando numerado y denominador

de por (OH-₎

  

  

 

 



 

  

 

 





A

OH

HA

OH

O

H

OH

HA

OH

O

H

A

Teniendo en cuenta la ecuación que representa la reacción de la especie básica:

A¯ + H₂O HA + OH¯

 

 

 



A

OH

HA

Kb



  

 

 

 

Kb

Kw

A

OH

HA

OH

O

H

Ka





Predicción de una reacción ácido-base.

Supongamos la reacción ácido-base

HF + NH₃ F¯ _{+ NH}

4+

ácido1 base2 base1 ácido2

En general:

ácido1 base2 base1 ácido2

) 2 (

) 1 (

Ka

Ka

Kc



Si Ka₁ >> Ka₂ Kc será muy grande

Si Ka₁ << Ka₂ Kc será muy pequeña

12. Razona en qué sentido está desplazado el equilibrio:

NH₄+ _{+ HCO}

3- NH3 + H2CO3

Datos: K_a (NH₄+ ) = 5,7 • 10-10 _{; K}

Ácidos poliprótidos.

• Son ácidos que pueden ceder más de un protón.

Ej.:

H₂CO₃ + H₂O_(l) HCO₃¯ _{+ H}

3O+

HCO₃¯ _{+ H}

2O(l) CO3= + H3O+



 







3 3 1

CO

H

O

H

HCO

K



  









HCO

O

H

CO

K

6. Hidrólisis de Sales.

La hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el H₂O.

Sal de Ácido Fuerte y Base Fuerte.

NaCl H2O Na+ _{+ Cl}¯

Sal de Ácido Débil y Base fuerte.

NH₄Ac Ac¯ _{+ Na}+

El Na+ no reacciona. La disolución tiene:

La disolución tiene:

pH = 7

El Na+ no reacciona.

Sal de Ácido Fuerte y Base Débil.

NH₄Cl NH₄+ _{+ Cl}¯

El Cl¯ no reacciona.

NH₄+ + H₂O(l) NH₃ + H₃O+

La disolución tiene:

pH ácido

Sal de Ácido Débil y Base Débil.

NH₄F NH₄+ _{+ F}¯

F¯ _{+ H}

2O(l) HF + OH¯

NH₄+ _{+ H}

2O(l) NH3 + NH3+

Kb = 1,4  10-11

Ka = 5,5  10-10

• El valor más alto de la constante de acidez del NH₄+ _{indica que esta}

segunda reacción está más desplazada hacia la derecha que la primera y por tanto se produce más cantidad de H₃O+ _{que de OH}¯ _{luego la}

disolución será ácida;

pH < 7

Hidrólisis de un catión.

• Los cationes alcalinos y alcalino-térreos, salvo el Be, no sufren hidrólisis. El resto se hidrolizan en mayor o menor medida dando (H₃O+_).

Na+ _{+ 2 H}

2O NaOH + H3O+

Fe(H₂O)₆ 3+ _{+ H}

2O [ Fe(H2O)5 (OH¯ ) ]2+ + H3O+

Zn(H₂O)₆ 2+ _{+ H}

2O [ Zn(H2O)5 (OH¯ ) ]+ + H3O+

Hidrólisis de un anión.

• Un anión cuyo ácido conjugado sea débil, se hidroliza dando iones OH¯. _{Un anión}