H Cl + Na OH

Texto completo

(1)

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.

(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.

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¯

(3)

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

(4)

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

(5)

A todo ácido le corresponde una base y viceversa.

Se denominan pares ácido-base conjugados

HCl / Cl¯

NH

4+

/ 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

(6)

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)+

(7)

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¯

(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+ , CO 3=

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

a) ……. + H2O ↔ CO32− + H2O

b) NH4+ + OH ↔ H

2O + ……..

(9)

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

Según Bronsted

ácido1 + base2 base1 + ácido2

 

1

 

2

2 1

base ácido

ácido base

Kc

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 H

(10)

Ácido Fuerte:

HCl + H2O(l) Cl¯ + H

3O +

En disoluciones diluidas H2OCte.

[ Cl

¯

] [H

3

O

+

]

[ HCl ] [H

2

O ]

Kc =

[ Cl

¯

] [H

3

O

+

]

[ HCl ]

Kc

[H

2

O ] =

Ka =

≈ 0

=

(11)

Ácido Débiles:

AcH + H2O(l) Ac¯ + H

3O+

 

mol l

AcH O H Ac

Ka 3 1,8 105 /

 

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

Los ácidos débiles se disocian parcialmente.

(12)

Base Fuerte:

   

NaOH

H

2

O

(l)

OH

Na

Kc

 

NaOH + H2O(l) Na(H2O)+ + OH¯

   

NaOH

OH

Na

Kb

O

H

Kc

l

 

2 ( )

(13)

Base Débil:

NH3 + H2O(l) NH4+ + OH¯

 

NH

mol

l

OH

NH

Kb

5

3 4

10

8

,

1

 

Las bases débiles se disocian parcialmente.

(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 ; K

a(HCN)= 4,9 • 10−10

(15)

4. Disociación del agua. Escala de pH.

H2O + H2O H3O+ + OH¯

  

2

) ( 2 3

l

O

H

OH

O

H

Kc

 

En agua pura y en disolución diluida

[H2O ] = Cte.

 

  

OH

O

H

O

H

Kc

2 (l) 2 3

  

H

O

OH

(16)

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

(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.

(18)

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 -3Débiles Ka entre 10-3 --- 10-8Muy débiles Ka entre 10 -8

(19)

Disolución de Ácido de fuerza media de concentración Ca

HA + H+

Concent. Inicial Ca 0 0

Cambio -x x x

Concent. Final Ca - x x x

   

 

Ca

x

x

HA

H

A

Ka

  2

0

2

Ka

Ca

x

Ka

x

(20)

Disolución de Ácido Débil de concentración Ca

HA + H+

Concent. Inicial Ca 0 0

Cambio -x x x

Concent. Final Ca - x x x

   

 

Ca

x

x

HA

H

A

Ka

  2

Como el ácido es débil, se puede aproximar :

Ca

x

Ca

Luego :

Ca

x

Ka

2

(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.

2 H2O H3O+ + OH¯

HA + H2O A¯ + H 3O+

La condición de electro-neutralidad establece:

   

O

H

A

OH

3

  

A

H

3

O

 

OH

Teniendo en cuenta el producto iónico del H2O

  

  

O H

Kw O

H A

(22)

Al ser un ácido muy débil

 

HA

Ca

por lo que :

 

  

Ca

O

H

Kw

O

H

O

H

Ka

 

3

3 3

H

O

Kw

Ca

Ka

32

Kw

O

H

Ca

Ka

32

H

3

O

Ka

Ca

Kw

(23)

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

(24)

5. Predicción de reacciones ácido-base.

Supongamos el par conjugado HA/A¯

HA + H2O A¯ + H 3O+

  

 

    HA O H A

Ka 3 Multiplicando numerado y denominador

de por (OH-)

  

  

 

 

 

  

 

 

       

A

OH

HA

OH

O

H

OH

HA

OH

O

H

A

(25)

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

+ H2O HA + OH¯

 

 

 

 

A

OH

HA

Kb

Sustituyendo:

  

 

 

 

Kb

Kw

A

OH

HA

OH

O

H

Ka

(26)

Predicción de una reacción ácido-base.

Supongamos la reacción ácido-base

HF + NH3 + NH

4+

ácido1 base2 base1 ácido2

(27)

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

(28)

12. Razona en qué sentido está desplazado el equilibrio:

NH4+ + HCO

3- NH3 + H2CO3

Datos: Ka (NH4+ ) = 5,7 • 10-10 ; K

(29)

Ácidos poliprótidos.

Son ácidos que pueden ceder más de un protón.

Ej.:

H2CO3 + H2O(l) HCO3¯ + H

3O+

HCO3¯ + H

2O(l) CO3= + H3O+

 

2 3

3 3 1

CO

H

O

H

HCO

K

 

  

 

3 3 3 2

HCO

O

H

CO

K

(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+ + 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.

(31)

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¯

(32)

+ 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

(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 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

(34)

Figure

Actualización...

Referencias

Actualización...

Related subjects :