QUI 4 Acidos y bases

TEMA 4: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES O REACCIONES ÁCIDO-BASE

0.- Disociación electrolítica:

Los electrólitos son sustancia que al disolverse se disocian en iones. La fuerza de un electrólito depende del número de iones que existan en la disolución.

Los electrólitos se dividen en:

Electrólitos fuertes están completamente disociados en sus iones. AB Æ A+ + B-. Electrólitos débiles existe un equilibrio entre la forma molécular o no disociada y la iónica o disociada HA ↔ H+ + A-.

Las sales solubles son electrólitos fuertes: están completamente disociada en sus iones Na Cl Æ Na+ + Cl

-Los ácidos y las bases pueden se fuertes y débiles.

Ejemplos de ácidos y bases fuertes: HCl Æ H+ + Cl-; NaOH Æ Na+ + OH -Ejemplos de ácidos y bases débiles: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

NH4OH ↔ NH4+ + OH-

1.- CONCEPTOS DE ÁCIDO Y BASE

1.1.- Teoría de Arrhenius

Para Arrhenius un ácido es aquella sustancia que disuelta en agua se disocia dando iones hidrógenos (protones) H+ y una base es aquella sustancia que disuelta en agua se disocia dando iones hidróxidos OH-.

Los ácidos y las bases reaccionan neutralizando sus caracteres por la unión del OH- de las bases con el H+ _{de los ácidos formando agua. H}+ _{+ OH}-_{↔ H}

2O

Esta teoría presenta algunas limitaciones: • El disolvente siempre tiene que ser agua

• Excluye a aquellas sustancias como el amoniaco, de carácter básico, que no contiene OH-.

Ejemplos de ácidos según la teoría de Arrhenius: • HNO3

Æ

Æ

• CH3-COOH ↔ CH3-COO- + H+ (ácido débil)

-Si reaccionan entre sí un ácido y una base, neutralizarán sus caracteres (OH-) y (H+) formando H2O. H+ + OH- ↔ H2O

(Reacción de neutralización: ácido + base = sal + agua) • Na OH + HCl

Æ

• H2SO4 + 2KOH

Æ

1.2.- Teoría de Brönsted y Lowry

Los inconvenientes de la teoría de Arrhenius desaparecen con esta teoría.

Según la misma, ácido es aquella sustancia capaz de ceder protones y base aquella sustancia capaz de aceptar protones.

Si una sustancia cede protones es porque otra los ha aceptado. Por tanto, según esta teoría, no se puede hablar de ácidos y de bases aislados, hay que hablar de pares “ácido-base”

Por tanto, en una reacción cada ácido tiene su base conjugada y cada base su ácido conjugado siendo los pares conjugados los que se diferencian en un protón.

H3O+ = H+ ; el proton (H+) en agua esta hidratado formando el ion hidrónio (H3O+)

HCl + H2O

Æ

Acido base base Acido conjugada conjugado del ácido de la base (Ion hidronio H3O+, ion hidrógeno hidratado)

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Base Ácido Ácido base conjugado conjugada

de la base del ácido

Vemos que el agua puede actuar como ácido y como base, según las sustancias con las que se ponga en contacto. A estas sustancias se les llama anfóteras, y por ello el agua puede autoionizarse.

Si reaccionan entre sí un ácido y una base, neutralizarán sus caracteres (OH-_{) y (H} 3O+)

formando H2O. H3O+ + OH- ↔ H2O

(Reacción de neutralización: ácido + base = sal + agua) :

H3O+ + OH- ↔ H2O + H2O

ácido base base ácido conjugada conjugado del ácido de la base

2.- FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Según las definiciones anteriores un ácido es fuerte cuando tiene una gran tendencia a ceder protones y por tanto estará fuertemente disociado, y su base conjugada tendrá poca tendencia a captar protones y será una base débil.

Por tanto, cuanto más fuerte sea un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa. Al equilibrio de disociación de un ácido le podemos aplicar la ley de acción de masas y la cte de equilibrio que se obtiene se denomina Ka (constante de acidez). En el caso de las bases obtendremos la Kb (cte de basicidad)

Cuanto mayor sea Ka más fuerte es el ácido; igual para Kb, cuanto mayor sea Kb más fuerte será la base.

Supongamos un ácido cualquiera débil: (c = concentración inicial del ácido)

HA ↔ H+ + A- c (1-α ) cα cα

nº de moles ionizados Donde:

α = grado de ionización = ————————

[ H+ ] [ A- ] cα cα cα² Ka = —————— = ————— = ——— [ HA ] c (1-α) 1-α

Si el ácido tiene un α <0,05 → (1-α ) ≅ 1 y la cte de acidez: Ka = Cα2

Si el ácido es fuerte se encuentra totalmente disociado en sus iones:

(c = concentración inicial del ácido, que al estar completamente disociado su concentración coincide con la concentración de los iones. α = 1)

HA Æ H+ + A

C C

Supongamos una base cualquiera débil: (c = concentración inicial del base)

BOH ↔ B+ + OH- c (1-α ) cα cα

[ B+ _{] [ OH}- ] cα cα cα²

Kb = —————— = ————— = ——— [ BOH ] c (1-α) 1-α

Si la base es fuerte se encuentra totalmente disociada en sus iones:

(c = concentración inicial de la base, que al estar completamente disociada, su concentración coincide con la concentración de los iones. α = 1)

BOH Æ B+ + OH C C

Ácidos Fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, H2SO4, Ácidos Débiles: HCN, CH3COOH

Bases Fuertes: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Bases Débiles: NH3, NH4(OH), R-NH2 3.- DISOCIACIÓN DEL AGUA CONCEPTO DE pH

El agua se disocia débilmente en sus iones H+ y OH

-H2O ↔ H+ + OH- Su fuerza como ácido y base es la misma y viene dado por Ki (Ki =

constante de ionización) [H+] [OH-]

Ki = —————— [H2O]

Como la concentración de moléculas no disociada es muy grande, esta puede considerarse constante. Ki. [H2O] = [H+] [OH-]

Ki. [H2O] = Kw

Kw = [ H

] [ OH

]

Utilizando la Teoría de Brönsted y Lowry: 2H2O ↔ H3O+ + OH-

El producto iónico del agua nos quedaría:

Kw = [ H

O

] [ OH

]

[ H

O

] es el ion hidronio

Kw toma el valor de 10-14, con lo que:

10-14 = [H3O+ ] [ OH- ] por tanto:

[ H3O+ ] = 10-7 y [ OH- ] = 10-7

El pH es la medida de acidez de las sustancias en disolución. Matemáticamente se define el pH como:

pH = -log [ H+ ] pH = -log [ H3O+]

Por tanto podremos saber cual es el pH neutro: Si [ H3O+] = 10-7 , el pH será el –log 10-7 = 7

Una disolución será:

• Acida

Æ

Æ

Æ

Igual que hemos definido el pH, también podemos definir el pOH. El pOH es la medida de la basicidad de una sustancia en disolución y matemáticamente se expresa como:

pOH = -log [ OH-], y pKw = -log Kw de modo que se cumple: pH + pOH = 14

Ejercicio: Si Ka es la constante del ácido HA y Kb la de su base conjugada A-, demostrar que

Ka .Kb = Kw 4.- HIDRÓLISIS

La descomposición de una sal por el agua recibe el nombre de hidrólisis.

En general hidrólisis significa reacción con el agua. Las sales solubles son electrólitos fuertes y están completamente disociadas en sus iones. Estos iones pueden reaccionar con el agua (se pueden hidrolizar), si proceden de ácidos o bases débiles.

BA ↔ B+ + A-. (BA = Sal soluble)

Se produce la hidrólisis siempre que tiene lugar la reacción entre un cuerpo compuesto (una sal) y el agua. Es un proceso inverso a la neutralización

Según la naturaleza de la sal, pueden darse 4 tipos de hidrólisis:

• Hidrólisis de una sal que proviene de un ácido fuerte y una base débil

Por ejemplo, hidrólisis del cloruro amónico, que es una sal que proviene del ácido clorhídrico que es fuerte y del amoniaco que es una base débil. Los pasos a seguir son los siguientes:

1. En primer lugar la sal se disocia completamente en sus iones : NH4Cl

Æ

-2. Ahora, el ion que proviene del compuesto débil reacciona con el agua (se hidroliza):

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

Carácter ácido pH<7

Se originan iones hidronio, por lo tanto la hidrólisis de una sal de ácido fuerte y base débil presenta carácter ácido.

• Hidrólisis de una sal de que proviene de un ácido débil y base fuerte:

CH3-COONa

Æ

CH3-COO- + H2O ↔ CH3-COOH + OH

Carácter básico. pH>7 • Hidrólisis de una sal que proviene de ácido fuerte y base fuerte:

Por ejemplo, hidrólisis del cloruro de sodio, que es una sal que proviene del ácido clorhídrico que es fuerte y del hidróxido de sodio que es una base fuerte. Los pasos a seguir son los siguientes:

La sal esta completamente disociada en sus iones NaCl Æ Na+ + Cl-, pero como los iones proceden de ácido y base fuerte ninguno de los dos se hidroliza, la disolución será neutra. pH = 7

• Hidrólisis de una sal que proviene de ácido débil y una base débil

Por ejemplo, hidrólisis del acetato amónico o etanoato amónico, que proviene del ácido etanoico que es débil y del amoniaco que es una base también débil:

CH3-COONH4

Æ

CH3-COO- + NH4+ + H2O ↔ CH3-COOH + NH4OH

Como ambos provienen de compuestos débiles, los dos iones reaccionarán con el agua:

Si Ka = Kb Æ neutra. pH = 7 Si Ka > Kb Æ ácida. pH < 7 Si Ka < Kb Æ básica. pH> 7

Ejercicios: Indica de forma razonada como será el pH de las disoluciones en agua de las siguientes sales: a) NaCl, b) NH4Br, c) BaSO4 d) CH3COOK, e) Ca(NO3)2

5.- INDICADORES Son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos que actúan como ácidos y bases débiles y se caracterizan por tener distinto color, la forma disociada de la molecular

H In ↔ H+ _{+ In}

-Color 1 Color 2 Ejemplos:

Indicadores Medio Ácido

Medio Básico

pH de cambio de color

Fenolftaleína INCOLORO ROJO 8 - 9,5 (básico)

Tornasol ROJO AZUL 6 - 8 (neutro)

6.- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN. VALORACIÓN ÁCIDO-BASE (VOLUMETRÍA DE NEUTRALIZACIÓN)

Las reacciones de neutralización son las que se producen entre un ácido y una base, y en ellas los H+ del ácido se neutralizan con los OH- de la base originando agua

La reacción de un ácido con una base para dar sal mas agua recibe el nombre de neutralización ÁCIDO + BASE

Æ

La neutralización se verifica cuando los equivalentes del ácido son iguales a los de la base.(Eqa = Eqb; Eq = N.V; Eq = gr/Me; Me = Mm/valencia)

La valoración se basa en un proceso de neutralización y es un método sencillo para determinar la concentración desconocida de un ácido o una base, consiste en medir el volumen de otra disolución de concentración conocida de una base o de un ácido que se necesita para ser neutralizado.

La neutralización se verifica cuando los equivalentes de ácido y base son iguales, punto final de la valoración o punto de equivalencia.

Va Na = Vb Nb

Donde V es el volumen (a = del ácido y b = de la base) y N la normalidad.

La valoración ácido base tiene su fundamento en el cambio brusco de la concentración de iones H+ que se produce en el punto final de la neutralización o punto de equivalencia.

Mediante los indicadores podemos conocer cuando se produce la neutralización de un ácido con una base.

La valoración de un ácido fuerte con base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es 7. El indicador adecuado para esta valoración es el que tenga un pH de cambio en medio neutro. La valoración de un ácido débil con base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7. El indicador adecuado para esta valoración es el que tenga un pH de cambio en medio básico La valoración de una base débil con ácido fuerte, el pH en el punto de equivalencia es menor que 7. El indicador adecuado para esta valoración es el que tenga un pH de cambio en medio ácido 7.- DISOLUCIONES REGULADORAS

Se llaman disoluciones reguladoras, amortiguadoras o disoluciones tampón a aquellas disoluciones formadas por una mezcla de un ácido débil con una de sus sales o una base débil con una de sus sales.

Por ejemplo, mezcla de ácido acético (que es un ácido débil) y acetato sódico (CH3COOH, CH3COONa) o bien mezcla de amoniaco (que es una base débil) y cloruro amónico (NH3, NH4Cl).

Ejercicios:

1- Señalar de forma razonada de las siguientes especies químicas, las que son ácidos o bases según la Teoría de Brönsted-Lowry, e indicar (escribiendo la correspondiente reacción) la especie conjugada (en disolución acuosa) de cada una de ellas.

NO3-; NH4+; H2SO4 ; CO32-; HPO42-; HCO3

-2- a) Completa las siguientes reacciones entre pares ácido-base conjugados de Brönsted-Lowry:

NH4+ + H2O ↔

NH4+ + OH- ↔

H2O + CO32- ↔

H3O+ + CH3COO- ↔

HCl + HCO3-↔

b) Indica, razonando la respuesta, el carácter ácido, básico ó neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: 1) NH4Cl; 2) NaNO3; 3) KBr y 4) CH3COOK.

3-Indica, de forma razonada, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Al aumentar la concentración de iones [H+] aumenta el pH. b) Cuanto más fuerte es un ácido, más fuerte es su base conjugada.

c) Cuando un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí, la disolución resultante es neutra.

d) Los indicadores ácido-base, son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido que su base conjugada.

4- Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El amoniaco es una base de Arrhenius

b) Un ácido de Bronsted siempre posee hidrógeno en su composición c) Toda disolución ácida siempre contiene iones OH-

d) Cuanto más débil es un ácido, más débil será su base conjugada. 5- Responde de forma razonada a las siguientes cuestiones:

a) Una disolución de HCI 0,l M tiene un pH de: A) 1,2; B) 1,0; C) 13. b) Si la cerveza tiene un pH de 4,7 su concentración de iones hidróxido es: A) 2,0 10-5 M, B) 5,0 lO-10 M, C) 4,8 lO-3 M.

c) Se considera que la lluvia es ácida si su pH es inferior a 5,6. ¿Cuánto vale la concentración de iones hidronio A) 2,5 10-6 M, B) 3,98 10-9 M, C) 5,6 10-1 M. 6- Calcular el pH de las siguientes disoluciones: a) 10-5 M en HCl; b) 10-8 M en HCl

Solución: a) 5, b) 6,96

7- Contesta de forma razonada y justificando las respuestas si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La concentración de iones hidrógenos (H+) en una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 10-8 M, es 10-8 M, por ser un HCl un ácido fuerte.

b) El pOH de una disolución de cloruro amónico (NH4Cl) en agua es menor que 7.

c) El CO3= es la base conjugada de ácido carbónico (H2CO3).

8- Si Ka del CH3COOH es 1,7.10-5, calcular la constante Kb de su base conjugada CH3COO

-9- A partir de los valores de las constantes que se indican, razona en qué sentido se desplazaría el equilibrio siguiente: Datos: Ka (HF) = 6,8.10-4, Ka (HCN) = 4,9.10-10

Tema 4

LA LLUVIA ÁCIDA

* I. ¿QUÉ ES ?

La lluvia ácida es una consecuencia de la incorporación de sustancia ácidas al agua de lluvia. Esta lluvia nociva para la naturaleza y el hombre se forma debido a la contaminación atmosférica por óxidos de nitrógeno y azufre fundamentalmente, dando lugar a los ácidos nítrico y sulfúrico que aumentan la acidez de las

precipitaciones tanto de la lluvia como la nieve ácida y la niebla ácida, con efectos nocivos sobre los sistemas terrestres y acuáticos y graves consecuencias sobre la flora, fauna y los materiales.

Aunque se produce masivamente en los países más industrializados del norte, por el régimen de vientos y la circulación atmosférica, llega a países muy alejados de la emisión, por lo que se denomina “contaminación transfrontera”

* II. ¿CUÁLES SON LAS CAUSAS ?

„ Alteraciones en el pH de la lluvia, nieve y granizo.

„ Al arder los combustibles fósiles se produce dióxido de azufre que asciende a la atmósfera y con el agua origina ácido sulfúrico. Igualmente, el óxido nitroso se convierte en ácido nítrico.

# Las reacciones químicas asociadas son: Formación de algunos de los óxidos, en los procesos de combustión y del petróleo que suele contener hasta un 3% de azufre o en la tostación de los sulfuros metálicos (piritas):

S + O2 = SO2 ; 2 ZnS + 3O2 = 2 ZnO + 2SO2

# Formación de los ácidos, por la acción del vapor de agua sobre los óxidos ácidos: El SO2 reacciona con el vapor de agua dando ácido sulfuroso: SO2 + H2O = H2SO3

A su vez por oxidación del SO2 se forma SO3, que con el vapor de agua da el ácido sulfúrico:

2 SO2 + O2 = 2 SO3; SO3 + H2O = H2SO4

♦Formación del ácido nítrico en la lluvia ácida, al de combinarse el vapor de agua con los óxidos de nitrógeno (NOx: NO, N2O, NO2), que desprenden, entre otros, los tubos de escape de los coches, (el NO se produce en los

motores de combustión interna y se oxida fácilmente a NO2).

[2 NO + O2 = 2 NO2 ; 3 NO2 + H2O = 2 HNO3+ NO]

* III. ¿CUÁLES SON SUS EFECTOS?

„ Quema las plantas, haciendo que se vuelvan amarillas y mueran. Puede destruir ecosistemas completos.

„ Pérdida de nutrientes esenciales en la tierra por la introducción de ácidos en ella (Deforestación)

„ Destruye los sistemas ecológicos de los lagos (disminuyen grandes poblaciones de peces y altera otras partes de la red de interdependencia entre las especies vivientes en ellos, pues disuelven sales de aluminio y algunos metales pesados nocivos, que pasan a las cadena tróficas, alterándolas)

„ Produce corrosión en algunos tesoros, monumentos, puentes...

„ Deteriora la calidad de vida (los contaminantes irritan los ojos y producen problemas respiratorios).

 IV ¿CUÁLES SON ALGUNAS DE LAS SOLUCIONES POSIBLES? „ Buscar nuevas fuentes de energía.

„ Quemar menos combustibles fósiles en la producción de energía y en el transporte.

„ Nuevos sistemas de transporte: vehículos de bajo consumo en gasolina y conseguir que funcionen con etanol, electricidad o cualquier fuente renovable de energía.

„ Aumento del uso de los transportes públicos.

„ Producción de materiales nuevos que requieran poca energía y utilicen materias primas renovables.

„ Instalar sistemas de desulfuración o filtrado de óxidos de nitrógeno en todas las chimeneas de las industrias contaminantes. Reutilización de los residuos para obtener otras materias primas.

„ Utilizar catalizadores en los tubos de escape de los coches.

„ Desacidificación de lagos tratándolos con carbonato de calcio o hidrogeno carbonato de sodio.

(HX + CaCO3 → CaX2 + CO2 + H2O) (HX + NaHCO3 → NaX + CO2 + H2O)

„ Desarrollo de la investigación. „ Transferencia de tecnología punta, más desarrollada, a los países menos desarrollados, la contaminación atmosférica no tiene fronteras.