REACCIONES ÁCIDO-BASE o de intercambio de protones 2º BACHILLERATO

REACCIONES ÁCIDO-BASE

o de intercambio de protones

INDICE

1. PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES

2. TEORÍA DE ARRHENIUS

3. TEORÍA DE BRØNSTED Y LOWRY

4. TEORÍA DE LEWIS

5. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

6. PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

7. MEDIDA DE LA ACIDEZ. pH

8. CALCULO DEL pH

9. TITULACIONES ÁCIDO-BASE

10. EQUIVALENTE QUÍMICO

1. PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES

• Ácidos:

- Tienen sabor ácido.

- Dan coloraciones características con los indicadores ácido-base.

- Atacan el mármol desprendiendo CO₂.

- Reaccionan con los metales desprendiendo hidrógeno. - En disoluciones concentradas son cáusticos y

corrosivos.

- Neutralizan a las bases.

• Bases (o álcalis):

- Tienen sabor a legía.

- Dan coloraciones características con los indicadores ácido-base diferentes a los ácidos.

- Reaccionan con las grasas formando jabones. Sensación jabonosa.

- A menudo dan precipitados en disolución de algunos metales, (Mg, Al...).

- En disoluciones concentradas son cáusticas y corrosivas.

- Neutralizan a las ácidos.

Los protagonistas de la historia de los ácidos y las bases: - Robert Boyle (1627-1691)

- Lavoisier (1743-1794)

- Humphry Davy (1778-1829) - J. L. Gay Lussac (1778-1850) - Justus von Liebig (1803-1873) - Michael Faraday (1791-1867) - Svante Arrhenius (1884)

2. TEORÍA DE ARRHENIUS

• Teoría de la disociación iónica de los electrolitos en disolución acuosa.

- Los electrolitos, en disolución acuosa o fundidos se disocian en iones cargados eléctricamente.

- Los iones, presentes en la disolución de electrolitos, no son más que átomos o grupos de átomos cargados que forman los radicales de los electrolitos y que

permanecen inmodificados en sustancias homólogas.

- Los iones tienen propiedades físicas y químicas distintas de las moléculas sin disociar.

- La disociación del electrolito en iones es un proceso reversible.

Disociación electrolítica de

ácidos bases y sales

• Desde el punto de vista de Arrhenius se distinguen tres tipos de electrolitos: ácidos, bases y sales.

- Ácidos son sustancias que al disociarse en agua liberan iones H+_.

- Bases son sustancia que al disolverse en agua liberan iones OH-_.

- Sales son sustancia que al disolverse en agua liberan aniones y cationes diferentes del OH- _{y H}+_.

2 2

Las principales limitaciones de la teoría de Arrhenius son:

- Solamente es válida en disolución acuosa.

- No es capaz de explicar el comportamiento de todas las bases (NH₃, CaO, Na₂CO₃...)

3. Teoría de Brønsted y Lowry

• Teoría del ácido-base conjugados.

- Aplicaron el concepto de ácido base a cualquier tipo de disolvente.

- El concepto ácido base está interrelacionado.

- Acido es toda sustancia que cede H+ _{a una base.}

- Base es toda sustancia que acepta H+ _{de un ácido.}

- De este modo las reacciones ácido-base deben

entenderse como reacciones de transferencia de H+_.



_

B

_



BH

- Entre los ácidos de Brønsted y Lowry tenemos moléculas neutras, aniones y cationes.

- En el proceso de transferencia de protones a cada ácido

le corresponde una base conjugada y viceversa, a cada base le corresponde un ácido conjugado.



_

_

_











HCl

Cl

CH COOH

CH CO

NH

NH

H O

H O

OH

H O

Na

O

H

O

N

a

OH













 _{  }         1 ₁ 4 4 1 1 2 2 4 4 1 1 4 3 1 1 2 3 2 2 2 3 2 2 2 3 2 2 2 3 2 2 2 2 ácido _base base ácido base ácido ác base ácido base ác ido base ido base ácido base ácido HCl H O Cl H O H O H O H O H O H O HClO Cl H O H SO SO NH NH HSO O      2  3 2 2 2 4 4 1 1

ácido base base ácido

H O SO H O

Disociación de bases

Los hidróxidos siguen siendo bases en esta teoría. Al

disolverse en agua se produce el catión metálico y el ión hidróxido OH-_{, que es la verdadera base.}

 _{  }         2 2 2 3 4 2 2 1 ₁ 2 1 1 3 2 1 2 1 4 2 base ácido ácido base ácido bas ácido _base base ácido base ácido e OH H O NH NH PH HA A H O OH H O OH BOH B PH OH _{  }           2 1 1 2 1 1 2 2 3 3 2 ₂ 3 2 3 2 2 1 2 2 2 2 1 2 1 2 2 ₁ base _ácido base ác base ácido base ácido base ácido b ido ácido base a b _se

ácido ase áci od

CO HCO HCO H CO H O OH H O OH H O S OH HS HS H S H O OH   

Disoluciones no acuosas

Ya henos visto que esta teoría permite aplicar el concepto de ácido y base a otros disolventes.

 _{ } 2 1 4 2 1 2 3 ácido ba ácido base se HClO NH ClO NH H N HN   2 3 2 1 ácido base C O H N NH       2 1 2 1 1 4 2 3 4 2 2 ác base ba ido ácid se ácido base o NH P C O H N H O H OH PH 

Anfóteros

Son especies químicas que pueden comportarse tanto como ácidos como bases.

 _{  }  _{ } 3 4 2 2 1 _{2 1} 2 2 ₂ 3 2 1 1 Como ácido: Como base:

ácido _{base ácido}

base _áci base base ácido do NH NH HS H HS S H O S H O 

Otras sustancias que pueden actuar como anfóteros son todos los ácidos polipróticos.

2 2

2 4 ; 4 ; 2 3 ; 3 ; ( )3 2 .

H PO HPO H BO HBO Al OH y el mismo H O

Anfolito es una sustancia que puede experimentar simultá-neamente dos disociaciones electrolíticas de signo contrario.

3 2 3 2

| |

2 3

CH CH C H COOH CH CH C H COO NH NH

4. Teoría de Lewis

- La teoría de Brønsted y Lowry deja fuera especies que no tienen hidrógenos y por tanto no pueden ceder H+_{. Su teoría} se basa en la teoría electrónica de la valencia.

- Acido es toda sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones aportados por una base.

- Base es toda sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones con un ácido.

- En ambos casos se forma un enlace covalente coordinado o dativo. Los ácidos de Lewis tienen un orbital vacío y las

5. Fuerza de ácidos y bases

- Los procesos ácido base, como cualquier proceso químico, vienen regidos por la correspondiente constante de equilibrio.

3

2 3

H O A HA H O A H O Ka

AH

- Si partimos de una concentración inicial de ácido y éste se encuentra disociado parcialmente...

2 3 ₂ 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 (1 ) (1 ) (1 ) HA H O A H O C C C C Ka Ka C C C C

- Ácidos fuertes: cuando están completamente disociados, la Ka es muy elevada y el grado de disociación es 1.

- Ácidos débiles: cuando están débilmente disociados, la Ka es pequeña y coexisten las especies HA, A- _{y H}+ _en

6. Producto iónico del agua. Kw

- Aparentemente el agua es un aislante perfecto, sin embargo presenta una muy débil conductividad eléctrica y hay que

admitir en el agua una disociación iónica.

2 2 3 3 H O H O OH H O Kw H O OH _{a 25 ºC la Kw=10}-14 7 3 10 H O OH M - Si se añade ácido - En el agua pura 7 7 3 10 10 H O M y OH M - Si se añade base OH 10 7 M y H O3 10 7 M

- Igualmente se puede deducir la relación entre las constantes de ácido y base conjugados.

7. Medida de la acidez. Concepto de pH

log

pH

H

- De acuerdo con la expresión del producto iónico del agua

14

3 10 14

H O OH pH pOH

- Según el valor del pH las disoluciones se clasifican en:

Ácidas:

7

Neutras:

7

Básicas:

7

pH

pH

pH

• Es la concentración de iones H₃O+. Puede variar entre

límites muy amplios. Sorensen introdujo la escala de pH que se define como:

Medida del pH.

Indicadores

- Suele tratarse de una sustancia orgánica que puede existir en dos formas tautómeras

• Un indicador es una sustancia que cambia de color en un pequeño intervalo de pH (de

concentración de iones H₃O+)

Medida del pH.

pHmetros

• pHmetros son dispositivos que

miden la diferencia de potencial que se establece entre dos disoluciones de diferente pH separadas por una membrana.

Son muy cómodos pero deben calibrarse

previamente con

disoluciones patrón de pH conocido.

8. Cálculo del pH

- En este caso se encuentran totalmente disociados y la concentración de H+ _{o de OH}- _{en disolución es igual a la} concentración de ácido o base disuelto.

log log log

log 14 14 log HA A H BOH B OH Ca Cb Ca Ca Cb Cb pH H pOH OH Cb pH Ca pH pOH pH Cb

Calcula el pH de las siguientes disoluciones:

a) 0,1 M de HCl. b) 0,1 M de H₂SO₄. c) 0,3 M de NaOH.

2 3

2

2 4 2 3 4

a) Se trata de un ácido fuerte, completamente disociado. log(0,1)

1

b) Se trata, igualmente, de un ácido fuerte, completamente disociado. 2 log( HCl H O H O Cl C pH C C pH H SO H O H O SO C pH 2 2 0,1) 2 0, 699 b) Se trata de un base fuerte, completamente disociada.

log(0, 3) 0, 5 14

C C pH

NaOH H O Na OH pOH

Ácidos y bases fuertes de uso frecuente

Ácidos fuertes Base conjugada muy débil

Base fuerte Ácido

conjugado muy débil HClO₄ HI HBr H₂SO₄ HCl HNO₃ HOOC-COOH HIO ClO₄ -I -Br -HSO₄ -Cl -NO₃ -HOOC-COO -IO -CsOH RbOH KOH NaOH Ba(OH)₂ Sr(OH)₂ Ca(OH)₂ Cs+ Rb + K + Na + Ba(OH) + Sr(OH) + Ca(OH) + Fue rza

Justificación estructural

a) Fuerza de ácidos HF, HCl, HBr y HI. Depende del

campo creado por el anión X-. Y dicho campo depende de la carga y del radio iónico.

2

q

E

k

r

b) Fuerza de ácidos HClO, HClO₂, HClO₃ y HClO_4. Depende del campo creado por el anión ClO_x-. Y dicho campo depende igualmente de la carga y del radio iónico.

c) Fuerza de las bases LiOH, NaOH, KOH, RbOH y CsOH. Depende del campo creado por el catión M+, que es mayor para el Li que para el Cs y por tanto sujeta con más fuerza el OH-.

¿Qué volumen de ácido nítrico comercial debemos tomar para preparar 250 cm3 de una disolución 0,1 M, si la densidad del mismo es de 1,405 g/cm3 _{y la riqueza es de 68,1% en masa?}

Determina el pH de la disolución resultante

3

3 3

Queremos preparar 250 mL 0,1 M de y se parte de comercial =1,405 g/cm y 68,1% de pureza. Hay que determinar el volumen que hay que tomar de éste ácido.

0, % sustituyendo 0,1 HNO HNO v m v n _{PM PM} M V V V 3 681 1, 405 63 _{1, 65} 0, 250

Se debe tomar este volumen con una pipeta, verterlo en un matraz de 250 mL y llenarlo de agua hasta el enrrase.

Para determinar el pH solo es necesario saber la concentració

v

v cm

n del ácido fuerte, que estará completamente disociado.

log log

A 550 mL de una solucion de NaOH de pH 9,5; se la diluye con agua hasta 1000 mL. Calcular el pH de la solución diluida.

Necesitamos saber la concentración inicial de base, a partir del pH, para luego determinar la concentración de la disolución diluida y su pH.

Se trata de una base fuerte completamente disociada.

NaOH N 10 5 5 * log 9, 5 log 3, 6 10 y 3,16 10

Cuando se realiza una dilución el número de moles de soluto es el mismo, solo se añade agua.

0, 550 3,16 10 1 b b b b a OH pH H H C H M OH M C C n C V * 5 5 1, 74 10

El pH de la nueva disolución, sigue tratándose de una base fuerte algo más diluida.

log log 1, 74 10 4, 76

14 9, 24

b

C M

pOH OH pOH pOH

- Cuando el ácido o la base se encuentran poco disociados se establece un equilibrio entre los iones y las moléculas sin

disociar en disolución que está regido por la constante de equilibrio del ácido o la base correspondiente

(1 ) (1 ) a b a a a b b b a a HA A H BOH B OH C C C C C C C C A H C K HA a a C C (1 ) b b B OH C K BOH b b C C 2 2 2 2 a b (1 ) (1 ) (1 )

Esta última aproximación sólo es correcta si K o K son muy pequeñas.

a b

a a b b

C C

K C K C

Ácidos y bases débiles. Constante de ácidos

y bases.

Calcula el grado de disociación y el pH de una disolución 0,1 M de ácido acético, Ka=1,85·10-5.

Se trata de la disociación de un ácido débil, muy poco disociado porque la constante es baja.

(1 ) a a a a a a HA A H C C C C A H C K HA a a C C 2 2 5 2 2 2 3 (1 ) 1,85 10 0,1 1, 36 10 (1 ) la concentración de protones y el pH. 0,1 1, 36 10 1, 36 10 a a a a C K C H C H 

Sistemas ácido-base no elementales



Ácidos y bases poliionizables

- Hay ácidos que pueden experimentar sucesivas

ionizaciones, cada una con una constante de equilibrio.

3 3 ₇ 2 3 2 3 3 1 2 3 2 3 3 2 11 3 2 3 3 2 3 4, 3 10 5, 6 10 HCO H O H CO H O HCO H O K H CO CO H O HCO H O CO H O K HCO

La segunda disociación es menos extensa que la primera y casi todos los protones son aportados en la primera



Hidrólisis

- Un ácido aporta protones, H+, al medio, una base aporta iones hidróxido, OH-, al medio. Cabe esperar que una sal en disolución tenga carácter neutro. Sin embargo no siempre ocurre así.

- Algunas sales, al disolverse, se disocian en iones, que según la teoría de Brønsted y Lowry son ácidos o bases conjugadas relativamente fuertes y que reaccionan con el

agua formando iones hidróxido, OH-, o protones, H+, según el caso.

Hidrólisis: Sal de ácido fuerte y base fuerte

NaCl

H O

Na

Cl

H O

Cl

H O

HCl

OH

Na

H O

NaOH

H

- Por ejemplo el NaCl. En este caso el Cl-_{, es la base}

conjugada de un ácido muy fuerte (una base muy débil) y el Na+ _{será el ácido conjugado de una base muy fuerte (un ácido} muy débil).

Hidrólisis: Sal de ácido débil y base fuerte

NaAc

H O

Na

Ac

H O

Ac

H O

HAc OH

Na

H O

NaOH

H

- Por ejemplo el NaAc, Na₂CO₃, KCN. En este caso el anión Ac-_{, es la base conjugada de un ácido débil (una base algo} fuerte) y el Na+ _{será el ácido conjugado de una base muy} fuerte (un ácido muy débil).

2 2 2 2 2 2 (1 ) (1 ) h s s h s h s h s s s s w h a s h h h s h h h s Ac H O HAc OH K C NaAc H O Na Ac H O C C C C Na H O NaOH H C C C HAc OH H _K K K Ac H HAc OH _{C K} K C C Ac OH C  1 1 ( log ) 14 ( log ) 2 2 w s h s h s a w a s w a s K C K C K pOH pK pK C pH pK pK C

Calcula el pH de una disolución 0,2 M de acetato sódico. Dato: contante de disociación del ácido acético Ka=1,85·10-5.

2

Una sal en disolución se encuentr totalmente disociada.

(1 ) h S S _{S S S} S h NaAc Ac Na _{Ac H O HAc OH K} C C _{C C C} HAc OH H C K Ac H S S C C 14 5 5 -5 5 5 (1 ) 10 5, 2 10 0, 2 1,85 10 la concentración de OH , el pOH y el pH. 0, 2 5, 2 10 1, 04 10 log log 1, 04 10 4, 98 9, 02 w w a S a w S a S K K K C K K C K OH C OH pOH OH pOH pH

Hidrólisis: Sal de ácido fuerte y base débil

NH Cl

H O

NH

Cl

H O

Cl

H O

HCl

OH

NH

H O

NH OH

H

- Por ejemplo el NH₄Cl. En este caso el anión Cl-_{, es la base} conjugada de un ácido fuerte (una base muy débil) y el NH₄+ será el ácido conjugado de una base muy débil (un ácido moderadamente fuerte).

Por lo tanto la disolución tendrá carácter ácido.

1

( log )

2 w b s

Calcula el pH de una disolución 0,5 M de cloruro de amonio. Dato: Contante de disociación del amoniaco Kb=1,85·10-5.

4 4 _{4 2 4}

4

4

Una sal en disolución se encuentr totalmente disociada.

(1 ) h S S _{S S S} S h NH Cl Cl NN _{NN H O NN OH H K} C C C C C NN OH H OH C K NN OH S S C C 14 5 5 -5 5 5 (1 ) 10 3, 29 10 0, 5 1,85 10 la concentración de OH , el pOH y el pH. 0, 5 3, 29 10 1, 64 10 log log 1, 64 10 4, 78 w w b S b w S a S K K K C K K C K H C H pH H pH

Hidrólisis: Sal de ácido débil y base débil

- Por ejemplo el NH₄Ac. En este caso el anión Ac-_{, es la base} conjugada de un ácido débil (una base moderadamente fuerte) y el NH₄+ _{será el ácido conjugado de una base muy débil (un} ácido moderadamente fuerte).

Por lo tanto la disolución tendrá carácter ácido o básico según el caso.

1

( )

2 w a b



Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o

tampón

- Cuando se añade una pequeña cantidad de ácido al agua se modifica fuertemente el pH.

- Existen una serie de disoluciones que tienen a regular el pH frente a pequeñas adiciones de ácido o base.

- Estas disoluciones están formadas por un ácido débil y una sal de este ácido y una base fuerte.

- Según la teoría de Brønsted y Lowry una disolución del ácido y su base conjugada en concentraciones iguales.

4 4

NH OH NH OH HAc Ac H

(1 )

- El ácido va a estar muy poco disociado, por efecto del ión común, hay exceso de acetato que desplza e

a a s a a a s s a a K NaAc Na Ac HAc Ac H C C C C C C C Ac H _HAc K H K HAc Ac

l equilibrio hacia la izquierda. - La concentración de acetato es la concentración de sal.

log

a

sal pH pK

El ácido benzoico (C₆H₅COOH) y el benzoato de sodio

(NaC₆H₅COO) forman una disolución amortiguadora. Calcular: ¿cuántos gramos de ácido hay que mezclar con 14,4 gramos de la sal de sodio para preparar un litro de disolución de pH de 3,88? Dato: K_a (C₆H₅COOH) = 6,3·10-5_. (1 ) log 14, 4 a a s a a a s s a a a K NaA Na A HA A H C C C C C C C A H _{HA sal} K H K pH pK HA A ácido

9. Titulaciones ácido-base

- La titulación es un procedimiento que nos permite conocer experimentalmente el volumen requerido de una disolución de concentración dada para neutralizar exactamente el soluto ácido o básico de otra disolución.

- Las curvas de titulación nos muestran como varía el pH de una disolución

según se va añadiendo volumen de una disolución ácida o básica.

- Los ácidos reaccionan con las bases en una reacción que se denomina neutralización.



Titulación de HCl con NaOH (ácido y base

fuerte)

- Sobre él se añade desde la bureta gota a gota una disolución de NaOH de concentración conocida.

- Cuando se han añadido el mismo número de equivalentes de NaOH que de HCl había en disolución, el pH de la

- Se toma un volumen

conocido de una disolución problema de HCl. Se le

añaden tres gotas de indicador ácido base.

- El procedimiento es el mismo pero lo que ocurre es diferente. - El HAc reacciona con la

NaOH para dar NaAc y agua. - Pero el ión acetato produce hidrólisis básica y cuando se añade una cantidad

equivalente de NaOH la

disolución no es neutra sino básica.



Titulación de HAc con NaOH (ácido débil y

base fuerte)

2

2

HAc NaOH NaAc H O NaAc Na Ac



Cálculos estequiométricos en una valoración

2

( )

Equivalentes de ácido = Equivalentes de base

moles de moles de n m n m a a b b a a a b b b mH A nB OH B A m n H O V N V N H OH V M val V M val En el punto de equivalencia:

- El número de equivalentes de ácido deben ser igual al número de equivalentes de base.

- El número de moles de H+ deben ser igual al número de moles de OH-.

10. Equivalente químico

- Masa equivalente: Es la masa de un elemento que se

combina con 8 g de oxígeno (o aproximadamente con 1 g de hidrógeno)

- Valencia

•Para un ácido igual al número de H+ _ionizados. •Para una base igual al número de iones OH-_.

•Para una sal igual a la carga de los aniones o los cationes. •Para un oxidante o reductor igual al número de electrones ganados o perdidos en el proceso.

Masa Atómica Masa Molecular Masa Equivalente

Masa Número de equivalentes

Masa Equivalente

En una reacción química siempre reaccionan equivalente a equivalente. equivalentes moles n val n N val M ácido báse Base Base Ácido Ácido

Número de equivalentes Número de equivalentes

Determina la masa equivalente de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, hidróxido sódico, hidróxido de magnesio, hidróxido de aluminio, óxido de cinc, oxido de sodio, cloruro de calcio y sulfato de

aluminio.

Un químico orgánico sintetiza un compuesto X con

propiedades ácidas. Una muestra de 0,72 g requiere 30 mL de Ba(OH)₂ 0,2 M para su valoración. ¿Cuál es el peso

equivalente de X? Sol: 60 g/eq Calcula la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 83,6 %, que podrán ser atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1N. Sol: 8,97 g

En la valoración de 50 cm3 _{de una disolución de ácido sulfúrico}

se han gastado 37,6 cm3 _{de hidróxido de potasio 0,2 N. Halla}

su normalidad, así como los gramos de H₂SO₄ disueltos en los 50 cm3_{. Sol: 0,15 N y 0,368 g}