H Cl + Na OH

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(1)TEMA – REACCIONES DE TRANSFERENCIAS DE PROTONES. 1. Dos grupos de sustancias: Ácidos y Bases. • Sabor agrio o ácido. • Enrojecen el azul de tornasol. • Ácidos.. • Disuelven el marmol.. Propiedades. • Reaccionan con los metales activos, Zn,. • Sabor amargo. • Bases o Álcalis. • Sensación jabonosa al tacto. • Azulean el azul de tornasol enrojecido. • Contrarrestan las propiedades de los ácidos 1.

(2) 1.1 Teoría clásica de Arrhenius. (Solo válida en medios acuosos).. •. Ácido: Son sustancias que cuando se disuelven en H2O, se ionizan produciendo protones. H2O. Cl¯. HCl CH3 – COOH. H2O. + H+. CH3-COO¯. +. H+. Se puede representar también:. Cl¯(aq). HCl(aq). + H+(aq). O bien: HCl(aq). + H2O(l). Cl¯(aq). + H3O +(aq) Ión oxonio. 2.

(3) •. Base : Son sustancias que cuando se disuelven en H2O, se ionizan produciendo iones hidroxilo. H2O. Na+. NaOH. + OH¯. H2O. NH4+. NH4 OH. + OH¯. o también H2O. NaOH(aq) •. Na+(aq). + OH¯(aq). Neutralización : Reacción de un ácido con una base para dar sal más H2O. H Cl + Na OH. NaCl. +. H2O 3.

(4) 2. Teoría de Bronsted Lowry. •. Ácido: Es toda especie capaz de liberar protones en disolución. dis. CH3 – COOH NH4 •. CH3-COO¯. dis. +. NH3. +. +. H+. H+. Base: Es toda especie capaz de aceptar protones en disolución. NH3. H+. +. dis. base. CH3 –. ácido. COO¯. +. H+. base. dis. CH3-COOH ácido. base. NaOH. NH4+. +. H2 O. Na(H2O)+. +. OH¯ ácido. 4.

(5) •. A todo ácido le corresponde una base y viceversa. Se denominan pares ácido-base conjugados. •. HCl / Cl¯. NH4+ / NH3. 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. ácido1. NaOH base1. base2. +. H2 O ácido2. Cl¯ base1. + H3O + ácido2. Na(H2O)+ ácido1. +. OH¯ base2 5.

(6) CH3COOH ácido1. NH3. +. base1. H2O. CH3COO¯. base2. base1. +. H2O. NH4+. ácido2. ácido1. +. H3 O+ ácido2. +. OH¯ base2. •. 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. HCl. +. NaOH. Cl¯. +. HCl. +. NH3. NH4+. +. Na(H2O)+. Cl¯ 6.

(7) •. Las sustancias que como el H2O pueden actuar como ácido o como base, se llaman anfóteras.. HCO3¯. +. ácido1. HCO3¯. +. base1. NH3. CO3=. base2. base1. HCl. H2CO3. ácido2. ácido1. HCO3¯ / CO3=. +. NH4+ ácido2. +. Cl¯ base2. 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. 7.

(8) 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+ , CO3=. 4. Completa estos equilibrios ácido-base de Bronsted-Lowry : a). ……. + H2O ↔ CO32− + H2O. b) NH4+ + OH− ↔ H2O + …….. c) …. + H2O ↔ H3O+ + SO4=. 8.

(9) 3. Como medir la fuerza de un ácido o de una base. Según Bronsted ácido1. Kc . +. base2. base1. +. ácido2. base1 ácido2 ácido1 base 2. Si Kc >> 1. ácido1 es más fuerte que el ácido2. Si Kc << 1. ácido1 es más débil que el ácido2. • Kc nos puede servir para evaluar la fuerza de un ácido o una base, pero necesitamos tomar un par ácido/base de referencia. • Se suele tomar. H2O / OH¯. y. H3O+ / H2O 9.

(10) • Ácido Fuerte: HCl. Kc =. Cl¯. + H2O(l). [ Cl¯ ] [H3O+ ]. + H3O +. En disoluciones diluidas. H 2O  Cte .. [ HCl ] [H2O ]. Kc  [H2O ] =. Ka =. [ Cl¯ ] [H3O+ ]. =. . [ HCl ] ≈0. • Los ácidos fuertes están totalmente disociados es decir sus constante es prácticamente infinito y no tiene sentido hablar de equilibrio ya que la reacción es irreversible. 10.

(11) • Ácido Débiles: AcH. Ka . +. Ac¯. H2O(l). Ac  H O . AcH . 3. +. H3 O+. • Constante de ionización..  1,8  10  5 mol / l. •Constante de disociación. •Constante de acidez.. • Los ácidos débiles se disocian parcialmente. • El valor de Ka nos indica la fuerza del ácido.. 11.

(12) • Base Fuerte: NaOH. +. Na(H2O)+. H2O(l). Kc . . . . OH¯. Na  OH  NaOH  H O  . . 2. Kc  H 2O( l ). +. Kb . (l ). Na  OH    NaOH  . . • En las bases fuertes la disociación es prácticamente completa por lo que no tiene sentido hablar de Kb.. 12.

(13) • Base Débil:. NH3. +. NH  OH   . Kb . 4. NH4+. H2O(l). NH3 . . 1,8  10 5. mol. +. OH¯. l. • Las bases débiles se disocian parcialmente. • El valor de Kb nos indica la fuerza de la base.. 13.

(14) 5. Dados los pares conjugados ácido/base: a) CH3COOH / CH3COO−. Ka = 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 Ka(HF)= 6,8 • 10-4 ;. Ka(HCN)= 4,9 • 10−10. 7. La constante de acidez del ácido cianhidrico, HCN, vale Ka(HCN)= 4,9 • 10−10. Calcula la constante de basicidad del ión cianuro CN − .. 14.

(15) 4. Disociación del agua. Escala de pH.. H2O. +. H 3 O+. H2O. H O  OH  H O  . Kc . . . 2. . [H2O ] = Cte.. (l ). H O  OH  . Kc H 2O( l )  Kw . OH¯. En agua pura y en disolución diluida. 3. 2. +. 2. . 3. H O  OH  . 3. . A 25 ºC. Kw  10  14 mol 2 / l. 2. 15.

(16) H+ H+ H + H+ OH¯ OH¯ H2O. ÁCIDO [ H+ ] > [ OH ¯ ]. H+ H+ H+ H+ OH¯ OH¯ OH¯ OH¯ H2O. H+ H+ OH¯ OH¯ OH¯ OH¯ H2O. NEUTRA. BÁSICO [ H+ ] < [ OH ¯ ]. [ 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 pH. 0. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 10-2 10-1 100. 11. 12. 13. 14. BÁSICO. ÁCIDO. NEUTRO. pH = - log [ H+ ]. 16.

(17) 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. d) 10.000 veces menor que en el vino.. 17.

(18) Cálculo del pH, mediante la Teoría de Arrhenius. Disolución de Ácido de Fuerte de concentración Ca Ca= Concentración de la disolución del ácido.. HCl. Cl¯. + H3O +. 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 ---------. 18.

(19) Disolución de Ácido de fuerza media de concentración Ca. A¯. HA. H+. +. Concent. Inicial Ca. 0. 0. Cambio. -x. x. x. Concent. Final. Ca - x. x. x. Ka . A  H  . HA. . x2  Ca  x. x 2  Ka x  Ca Ka  0 Donde x = [ H+ ] 19.

(20) Disolución de Ácido Débil de concentración Ca A¯. HA. H+. +. Concent. Inicial Ca. 0. 0. Cambio. -x. x. x. Concent. Final. Ca - x. x. x. Ka . A  H  . . HA. x2  Ca  x. Como el ácido es débil, se puede aproximar : Luego :. x2 Ka  Ca. Ca  x  Ca. x 2  Ka  Ca. Donde x = [ H+ ]. • Si se realizan los cálculos y el valor de x es del mismo orden que Ca, habría que repetir los cálculos sin la aproximación. 20.

(21) 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.. H 3 O+. 2 H2O. HA. +. A¯. H2 O. +. +. OH¯. H3 O +. La condición de electro-neutralidad establece:. A   H O   OH . OH   A   H O  . . . . . . 3. 3. Teniendo en cuenta el producto iónico del H2O. A   H O   HKwO  . . . 3. 3. 21.

(22) HA. Al ser un ácido muy débil. por lo que :. H O   H O   HKwO  . . 3. Ka .  Ca. . 3. 3. Ca. . . . 2. Ka Ca  H 3O   Kw. . 2. Ka Ca  H 3O   Kw. H O   . 3. Ka Ca  Kw. Nota: Es frecuente utilizar en los equilibrios ácido-base el concepto de grado de disociación α, que es la fracción molar de la especie que se disocia. 22.

(23) 10. Calcula el pH de una disolución 0,01 M de HF. Dato: Ka (HF)= 6,8 • 10- 4 . 11. Calcula el pH de una disolución 0, 5 M de HCN. Dato: Ka(HCN) = 4,9 • 10- 10 .. 23.

(24) 5. Predicción de reacciones ácido-base. Supongamos el par conjugado HA/A¯. HA. Ka . Ka . +. A¯. H2O. A  H O   . . Multiplicando numerado y denominador de por (OH-). 3. HA. A  H O  OH  HA OH  . H3O+. +. . . 3. . . H O  OH  HA OH  A  . . 3. . . 24.

(25) Teniendo en cuenta la ecuación que representa la reacción de la especie básica:. A¯. +. H2O. +. OH¯. Ka . Kw Kb. HA. HA OH  . Kb . A  . Sustituyendo:. Ka . H O  OH  HA OH  A  . . 3. . . Kw Kb. . 25.

(26) Predicción de una reacción ácido-base. Supongamos la reacción ácido-base. HF. +. ácido1. Kc . F¯. NH3 base2. NH4+. +. ácido2. base1. F H O  . . F  NH  H O   HF  NH  H O  HF  NH  HF  NH  H O  NH  F  NH  .  4. . . 3. Ka( HF ) Ka( NH  ). . 3. 3. . . 3. Kc .  4. . 6,8  104 5,7  1010. 3. 3.  4. 3.  1,2  106. 4. • Reacción muy desplazada a la derecha es decir el ácido HF es más fuerte que el ácido amonio.. 26.

(27) En general: ácido1. Kc . •. base2. base1. ácido2. Ka(1). Si Ka1 >> Ka2. Kc será muy grande. Ka( 2 ). Si Ka1 << Ka2. Kc será muy pequeña. Un equilibrio ácido-base estará desplazado en el sentido en el que el ácido más fuerte sea el que ceda el protón.. 27.

(28) 12. Razona en qué sentido está desplazado el equilibrio:. NH4+ +. HCO3-. Datos: Ka (NH4+ ) = 5,7 • 10-10 ;. NH3. +. H2CO3. Ka (H2CO3) = 4,5 • 10-7. 28.

(29) Ácidos poliprótidos.. • Son ácidos que pueden ceder más de un protón. Ej.: H2CO3 + H2O(l). HCO3¯. K1. HCO3¯. + H2O(l). +. . CO3=. K2. HCO  H O   3. . 3. H 2CO3 . +. . H3 O +. H3O+. CO  H O   3. HCO . . 3 . 3. Otros: H2S. , H3PO4 29.

(30) 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+. El Na+ no reacciona.. +. Cl¯ La disolución tiene:. El Cl¯ no reacciona.. pH = 7. Sal de Ácido Débil y Base fuerte. Ac¯. NH4Ac. La disolución tiene:. El Na+ no reacciona. Ac¯. +. H2O(l). + Na+. AcH. +. OH¯. pH básico 30.

(31) Sal de Ácido Fuerte y Base Débil. NH4+. NH4Cl. Cl¯. +. El Cl¯ no reacciona. NH4+. +. H2O(l). La disolución tiene: NH3. +. H3O+. +. F¯. pH ácido. Sal de Ácido Débil y Base Débil.. NH4F. NH4+. Reacciona tanto el catión como el anión: 31.

(32) F¯. +. H2O(l). HF. +. OH¯. Kb = 1,4  10-11. NH4+. +. H2O(l). NH3. +. NH3+. 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. La disolución será ácida o básica dependiendo del ión que se hidrolice en mayor extensión y esto vendrá indicado por las respectivas constantes.. 32.

(33) 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. H2O. NaOH. +. H 3 O+. Fe(H2O)6 3+ +. H2O. [ Fe(H2O)5 (OH¯ ) ]2+. +. H3O+. Zn(H2O)6 2+ +. H2O. [ Zn(H2O)5 (OH¯ ) ]+. +. H3O+. Hidrólisis de un anión. • Un anión cuyo ácido conjugado sea débil, se hidroliza dando iones OH¯. Un anión cuyo ácido conjugado sea fuerte no se hidroliza. 33.

(34) 13. Razona el carácter ácido o básico de una disolución acuosa de nitrato de amonio, NH4NO3 .. 34.

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