Reacciones de transferencia
de protones
4. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el pH de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas.
• Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones como ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio, indicando cuando se realizan
aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de las
disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO3, NaClO, CH3COONa, KCN, NH4Cl)
comprobándolo experimentalmente.
• Así mismo se evaluará si calculan el pH en disoluciones de ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3), ácidos débiles (CH3COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2) y
bases débiles (NH3).
• También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base
• (HCl + NaOH;
• CH3COOH + NaOH;
• HCl + NH3) eligiendo el indicador más adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente.
• Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los distintos ámbitos de la química y en la vida cotidiana (antiácidos base como bicarbonato de sodio para evitar la acidez de estómago), limpiadores,(bases como el amoniaco, jabones…),
así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la composición de alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio- y explica cualitativamente su funcionamiento en el control del pH).
• Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos
industriales en suelos, acuíferos y aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para evitarlas.
• ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+.
• BASE es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones
OH- (Arrhenius)(hidróxidos)
• BASE es toda especie capaz de aceptar un protón Teoría de Brönsted y Lowry NH3,Ac-, CO
32-,RNH2
• Recuerda que al escribir la reacción de una base lleve o no iones OH- en la molécula en el 2º miembro de la ecuación deben aparecer OH
-NaOH Na+ + OH
-• ácidos
fuertes (HClO
4, HI, HBr, HCl, HNO
3),
•
ácidos débiles (CH
3COOH, HCN),
•
bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)
2)
•
y
bases débiles (NH
3)
.
¿Cuál es la base conjugada del ácido ..
¿Cuál es el ácido conjugado de la base NH
3¿Cómo es el pH de estas sales?
NaCl, KNO
3, NaClO, CH
3COONa, KCN,
Fuerza de los ácidos. ácidos fuertes aq O H aq Cl l O H aq HCl 2 3
Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:
HA + H2O A-+ H 3O+ Inicio c0 0 0 Final 0 c0 c0 HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3 ácidos débiles HA + H2O
A-+ H 3O+ Inicio c0 0 0 Final c0(1-α) c0 - x C0α x C0α x Ka = [A -][H 3O+] [AH] eq CH3COOH, HCN Recuerda: grado de disociación3
pH
log [H O ]
pOH
log [OH ]
• Se dispone en el laboratorio de 1 ,00 L de disolución acuosa de ácido acético (CH3COOH) 0,5M (constante de acidez
1,8.10-5
• Calcule el grado de disociación del ácido acético, la concentración de las especies presentes y el pH de la disolución. (1,50 puntos)
• ii. Otra disolución del laboratorio se obtuvo por dilución de la anterior pero quien la preparó no recuerda la cantidad de
agua que añadió a la disolución 0,5M. Para averiguarlo midió el pH de la disolución diluida que resultó ser 3,00. ¿cuál es la concentración de la disolución diluida? (1,00 punto)
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?
• pH = – log H
3O
+= 12,6, de donde se deduce que:
H
3O
+= 10
–pH= 10
–12,6M =
2,5 · 10
–13M
• Como K
w= H
3O
+·
OH
–= 10
–14M
2• entonces:
•
K
W10
–14M
2OH
–= ——— = —————— =
0,04 M
H
3O
+2,5
·
10
–13M
• pOH = – log OH
–= – log 0,04 M =
1,4
Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una
disolución 0,2 M de NH
3sabiendo que K
b(25ºC) =
1,8 · 10
–5M
• Equilibrio: NH
3+ H
2O ⇔
NH
4++ OH
–• conc. in.(mol/l): 0,2
0
0
• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x
x x
•
NH
4+ xOH
–x
2K
b= ——————— = ——— = 1,8
x10
–5M
NH
30,2 – x
De donde se deduce que x = OH
–= 1,9
x10
–3M
• pOH = – log OH
–= – log 1,9
x10
–3=
2,72
Ejercicio C:
Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que serelacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a)
Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a)
Acetato potásico:
pH básico
, ya que
CH
3–COO
–+ H
2O ⇔
CH
3–COO
H + OH
–por ser el ác. acetico débil, mientras que el K
+no
reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b)
nitrato sódico:
pH neutro
, ya que ni el anión NO
3–ni el catión Na
+reaccionan con agua por proceder
el primero del HNO
3y del NaOH el segundo,
Ejercicio C:
Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que serelacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c)
Sulfato amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
c)
Sulfato amónico:
pH ácido
, ya que
NH
4++ H
2O ⇔
NH
3+ H
3O
+por ser el amoniaco débil, mientras que el SO
42–no reacciona con agua por ser el H
2SO
4ácido
fuerte.
d)
hidróxido de bario:
pH básico
pues se trata de
una base fuerte (los hidróxidos de los metales
alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes
fuertes)
Valoraciones ácido-base
• Valorar es medir la concentración de un
determinado ácido o base a partir del análisis
volumétrico de la base o ácido utilizado en la
reacción de neutralización.
• VER problemas de PAU resueltos
• En particular el nº 1 de la opción B de 2010
Junio FE. La mezcla de un ácido fuerte y una
base fuerte sólo tiene pH 7 en el punto de
equivalencia
Algunos indicadores de pH
Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta demetilo Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de
NaOH o HCl a una disolución amortiguadora
Reacciones de transferencias
de electrones
5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis.
• Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+,
Ag+, NO
3–, CrO42–, Cr2O72–, MnO4–) y los reductores (C, S, H2, Zn, Mg,
Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO
2–, SO32–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la
resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).
• También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos
interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (
• metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3
• metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4
• También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera
• Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias.
• Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS
ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.
•
los oxidantes O
2, Cl
2, Cu
2+, Ag
+, NO
3–,
CrO
42–, Cr
2O
72–, MnO
4–• los reductores
C, S, H
2, Zn, Mg, Fe
2+, Sn
2+,
Cu
+,: NO
2–, SO
32–, C
2O
42–, CO, NO, SO
2• OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación
Cu Cu2+ + 2e–
• REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación
Ag+ + 1e– Ag
• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4 K+ + MnO 4– – H2SO4 2 H+ + SO 42– – KI K+ +I– – MnSO4 Mn2+ + SO 42– – K2SO4 2K+ + SO42–
Ejemplo:
Ajuste redox en medio ácido
KMnO
4+ H
2SO
4+ KI
MnSO
4+ I
2+ K
2SO
4+ H
2O
•
Segunda:
Escribir semirreacciones con moléculas oiones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación:
2 I
–I
2+ 2e
–Ejemplo:
Ajuste redox en medio ácido
KMnO
4+ H
2SO
4+ KI
MnSO
4+ I
2+ K
2SO
4+
H
2O
•
Tercera:
Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.:
5
x(
2 I
–I
2+ 2e
–)
Red.:
2
x(
MnO
4–+ 8 H
++ 5e
–Mn
2++ 4 H
2O
Reacción global
:
10 I
–+ 2 MnO
4–5 I
2+ 2 Mn
2++ 8 H
2O
+ 16 H
++ 10 e
–+ 10 e
–Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
•
Cuarta:
Escribir la reacción química completa utilizando loscoeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O Moléculas o iones existentes en la disolución:
– Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO 42– – KClO3 K+ +ClO 3– – KOH K+ + OH– – K2CrO4 2 K+ + CrO 42– – KCl K+ + Cl– – K2SO4 2K+ + SO 42–
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación:
Cr3+ + 8 OH– CrO
42– + 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen
de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble
pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.
Cr3+ + 4 H
2O CrO42– + 8 H+ + 3e–
Sumamos 8 OH- a los dos miembros
Cr3+ + 4 H
2O + 8 OH- CrO42– + 8 H+ + 8 OH- 3e– Cr3+ + 8 OH– CrO
42– + 4 H2O + 3e–
Se observa que sale lo mismo
Reducción:
ClO3– + 3 H
2O + 6e– Cl– + 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO 42– + 4 H2O + 3e–) Red.: ClO3– + 3 H 2O + 6e– Cl– + 6 OH– Reacción global: 2 Cr3+ + 16 OH– + ClO 3– 2 CrO42– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH– 2 Cr3+ + 10 OH– + ClO 3– 2 CrO42– + 5 H2O + Cl–
• Cuarta: Escribir la reacción química completa
utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene
Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de
manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales,
que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.
a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5 Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H 2O)·2 R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl 2 2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L
Tipos de reacciones redox
(según su espontaneidad)
•
Reacciones espontáneas:∆ G<0
S
e produce energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química:
Pilas voltaicas (Cuba electroquímica)
•
Reacciones no espontáneas: ∆ G>0
Se producen sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada:
Comparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.
Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)
• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:
Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq) Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e– • Para que la reacción sea espontánea tiene que
cumplirse que Epila > 0:
• Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0 luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)
Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué
electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?
• ¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)
• Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e– • Epila= Ecatodo– Eánodo= +0,80 V – (–2,37 V)
Electrólisis. Ecuación de Faraday.
Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de AgCu+2 + 2 e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu (O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu)
Al+3 + 3 e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al
• Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).
Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos Con I.t C se depositarán m (g)
-( ) 96500 º 96500 eq at M I t M I t m g n e
Las masas atómicas son dato del
Electrólisis. Ecuación de Faraday.
Con 96500 C
se depositan
( M
at/n) gramos
Con I.t C
se depositarán
m (g)
-( )
96500
º
96500
eq atM
I t
M
I t
m g
n e
Una corriente de 4 amperios
circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán
depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1