REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES REACCIONES ÁCIDO-BASE ÁCIDO-BASE.

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1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES REACCIONES ÁCIDO-BASE ÁCIDO-BASE

2 Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Electrólitos. Electrólitos. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización. Ionización del agua. Ionización del agua. pH. pH. Hidrólisis. Hidrólisis. Indicadores ácido-base. Indicadores ácido-base. Volumetrías ácido- base. Volumetrías ácido- base. Disoluciones reguladoras. Disoluciones reguladoras.

3 LAVOISIER(1789) LAVOISIER(1789) Ácido sustancia que en disolución acuosa: Conduce la corriente eléctrica. Conduce la corriente eléctrica. Reacciona con algunos metales (Zn, Fe, etc.) desprendiendo hidrógeno. Reacciona con algunos metales (Zn, Fe, etc.) desprendiendo hidrógeno. Enrojece la tintura de tornasol y decolora la fenolftaleina. Enrojece la tintura de tornasol y decolora la fenolftaleina. Posee sabor agrio y produce una sensación punzante al contacto con la piel. Posee sabor agrio y produce una sensación punzante al contacto con la piel. Ejemplos: Vinagre, limón, HCl, H2SO4 Ejemplos: Vinagre, limón, HCl, H2SO4

4 Base sustancia que en disolución acuosa: Conduce la corriente eléctrica. Conduce la corriente eléctrica. Azulea el papel de tornasol y enrojece la fenolftaleina. Azulea el papel de tornasol y enrojece la fenolftaleina. Posee sabor caústico (amargo) y produce una sensación suave al tacto. Posee sabor caústico (amargo) y produce una sensación suave al tacto. Reacciona con los ácidos, desapareciendo las propiedades de ambos. Reacciona con los ácidos, desapareciendo las propiedades de ambos. Ejemplos: Sosa (NaOH), potasa (KOH), Ca(OH) 2 Ejemplos: Sosa (NaOH), potasa (KOH), Ca(OH) 2

5 ARRHENIUS(1887) Ácido es una sustancia que se disocia en agua, produciendo protones (H + ). Ácido es una sustancia que se disocia en agua, produciendo protones (H + ). HA A - (aq) + H + (aq) HA A - (aq) + H + (aq) HCl Cl - (aq) + H + (aq) HCl Cl - (aq) + H + (aq)

6 ARRHENIUS(1887) Base es una sustancia que se disocia en agua, produciendo OH- (iones oxidrilo, hidroxilo o hidróxido). Base es una sustancia que se disocia en agua, produciendo OH- (iones oxidrilo, hidroxilo o hidróxido). BOH B + (aq) + OH - (aq) BOH B + (aq) + OH - (aq) NaOH Na + (aq) + OH - (aq) NaOH Na + (aq) + OH - (aq)

7 Según esta teoría la reacción de neutralización (entre un ácido y una base) es: ÁCIDO + BASE SAL + AGUA 2 HCl + Ba(OH) 2 BaCl 2 + 2 H 2 O en realidad intervienen los iones: 2 Cl - (aq) + 2 H + (aq) + Ba 2+ (aq) +2 OH - (aq) Ba 2+ (aq) +2 Cl - (aq) + 2 H 2 O y la reacción general de neutralización, válida para cualquier reacción ácido-base, es : H + (aq) + OH - (aq) H 2 O

8 Svante August Arrhenius (1859-1927) “En reconocimiento a los extraordinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH 3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

9 Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY TEORÍA PROTÓNICA

10 BRÖNSTED Y LOWRY( 1923 ) BRÖNSTED Y LOWRY( 1923 ) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H + HA + H 2 O A - + H 3 O + A - puede captar protones, es la base conjugada de HA BH + puede ceder protones, es el ácido conjugado de B Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H + B + H 2 O BH + + OH -

11 Las parejas Las parejasy se llaman pares ácido-base conjugados

12 El agua (H 2 O) o cualquier disolvente tiene un doble comportamiento: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + BASE NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - ÁCIDO Estas sustancias se llaman : anfótera, anfiprótica o anfolito anfótera, anfiprótica o anfolito

13 CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + CH 3 COO  (aq) ácidobase ácido Transferencia protónica NH 3 (aq) + H 2 O (l)  NH 4 + (aq) + OH  (aq) * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH 3 Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

14 Las reacciones ácido-base son, pues, reacciones de transferencia de protones: Las reacciones ácido-base son, pues, reacciones de transferencia de protones: (Acido) 1 +(Base) 2 (Base) 1 +(Acido) 2 (Acido) 1 +(Base) 2 (Base) 1 +(Acido) 2 AcH + NH 3 Ac - + NH 4 + AcH + NH 3 Ac - + NH 4 + NH 3 + NH 3 NH 2- + NH 4 + NH 3 + NH 3 NH 2- + NH 4 +

15 ELECTRÓLITOS Son sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica, lo cual es debido a la existencia de iones en disolución. Pueden ser: Son sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica, lo cual es debido a la existencia de iones en disolución. Pueden ser: Iónicos (NaCl, CaF 2, etc.) en los que ya existen los iones en estado sólido. Iónicos (NaCl, CaF 2, etc.) en los que ya existen los iones en estado sólido. * Moleculares (HCl, H 2 SO 4, etc.) los iones se producen por reacción con el agua

16 Electrólitos fuertes y débiles Electrólitos fuertes: Están totalmente disociados Electrólitos fuertes: Están totalmente disociados HCl (ac)  Cl – + H + HCl (ac)  Cl – + H + NaOH (ac)  Na + + OH – NaOH (ac)  Na + + OH – Electrólitos débiles: Están disociados parcialmente Electrólitos débiles: Están disociados parcialmente CH 3 –COOH + H 2 O CH 3 –COO – + H 3 O + CH 3 –COOH + H 2 O CH 3 –COO – + H 3 O + NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH – NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH –

17 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES El carácter ácido y básico así como la fortaleza del mismo son relativos, depende del disolvente utilizado. El carácter ácido y básico así como la fortaleza del mismo son relativos, depende del disolvente utilizado.

18 Tomando como referencia el agua : HA + H 2 O A - + H 3 O + Cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio más fuerte es el ácido. Cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio más fuerte es el ácido. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

19 Igualmente con la base: Igualmente con la base: B + H 2 O BH + + OH - B + H 2 O BH + + OH - Cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio más fuerte es la base. Cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio más fuerte es la base.

20 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. HA(aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + A  (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será K a Caso extremo: ácido fuerte ( HCl ) se encuentra totalmente disociado(K a >> 1, K a   )

21 Igual con las bases: B (aq) + H 2 O (l)  BH + (aq) + OH  (aq) Mayor fuerza de una base: mayor será Kb Caso extremo: base fuerte (NaOH) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb ) Constante de basicidad

22 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES FUERZA La facilidad de un ácido para ceder un protón y la de una base para aceptarlo Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTESKa o Kb ∞ PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILESKa o Kbfinita Ácido fuerte Ácido débil Base fuerte Base débil Base débil Cede fácilmente un protón Acepta fácilmente un protón Cede con dificultad un protón Acepta un protón con dificultad Ejemplos: HCl, HClO 4, HNO 3, H 2 SO 4 NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2 CH 3 COOH, H 2 CO 3, HCN, HF NH 3,C 6 H 5 NH 2, CH 3 NHCl

23 Pares ácido-base conjugadosKa HClO 4 / ClO 4 - Muy grande HNO 3 / NO 3 - “ HCl /Cl -, HBr/Br -, HI / I - “ H 2 SO 4 / HSO 4 - “ H 3 O + / H 2 O1 H 2 SO 3 / HSO 3 - 1,3. 10 -3 HF / F - 3,5. 10 -4 AcH / Ac - 1,8.10 -5 Ácidos orgánicos H 2 CO 3 / HCO 3 - 4,2.10 -7 H 2 S / HS - 9,1.10 -8 HCN / CN - 4,9.10 -10

24 En la tabla se observa que, para los primeros ácidos no aparecen valores de Ka. Se debe a que el agua tiene, frente a dichos ácidos, un carácter tan básico que todos ellos se comportan como ácidos muy fuertes, no siendo posible, por tanto, apreciar la fuerza de cada uno. Este afecto, donde la fuerza de distintos ácido queda igualada, se denomina efecto nivelador del agua. En la tabla se observa que, para los primeros ácidos no aparecen valores de Ka. Se debe a que el agua tiene, frente a dichos ácidos, un carácter tan básico que todos ellos se comportan como ácidos muy fuertes, no siendo posible, por tanto, apreciar la fuerza de cada uno. Este afecto, donde la fuerza de distintos ácido queda igualada, se denomina efecto nivelador del agua.

25 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen tantos equilibrios como H + disocie: Existen tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 – + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 – + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O CO 3 2– + H 3 O + HCO 3 – + H 2 O CO 3 2– + H 3 O +  HCO 3 –  ·  H 3 O +   CO 3 2–  ·  H 3 O +  K a1 = ———————— K a2 = ———————  H 2 CO 3   HCO 3 –   HCO 3 –  ·  H 3 O +   CO 3 2–  ·  H 3 O +  K a1 = ———————— K a2 = ———————  H 2 CO 3   HCO 3 –  K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7· 10 –11 M K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7· 10 –11 M La constantes sucesivas van disminuyendo. La constantes sucesivas van disminuyendo.

26 Equilibrio de ionización del agua El agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: El agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH – (ac) 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH – (ac)  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 Como  H 2 O  es practicamente constante, se llama : K w = K c ·  H 2 O  2 = 10 14 M 2 Como  H 2 O  es practicamente constante, se llama : K w = K c ·  H 2 O  2 = 10 14 M 2 “producto iónico del agua” “producto iónico del agua”

27 Relación entre K a y K b de un par ácido-base conjugado K a = H3O+H3O+ HA A-A- K b = OH - HA A-A- HA+ H 2 OA – + H 3 O + A - + H 2 OHA + OH – K a. K b = H3O+H3O+ HA A-A-. OH - HA A-A- =H3O+H3O+. OH - =KWKW Cuanto mayor es K a menor es K b Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa K a. K b = K W

28 ¿QUÉ EJERCICIOS PODEMOS HACER YA? ESPERA QUE MIRE APUNTA: DE LA PÁGINA 13 : DEL 1 AL 6

29 Equilibrio de ionización del agua El agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: El agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH – (ac) 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH – (ac)  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 Como  H 2 O  es practicamente constante, se llama : K w = K c ·  H 2 O  2 Como  H 2 O  es practicamente constante, se llama : K w = K c ·  H 2 O  2 “producto iónico del agua” “producto iónico del agua” RECORDAMOS:

30 Concepto de pH Se denomina pH a: Se denomina pH a: para el agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M: para el agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M: pH = – log 10 –7 = 7 pH = – log 10 –7 = 7

31 Disolución ácida Al añadir un ácido HA al agua se establece el equilibrio Al añadir un ácido HA al agua se establece el equilibrio HA (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) aumentando la concentación de H 3 O + procedente el agua. Esto hace que el equilibrio de ionización 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH – (aq) 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH – (aq) se desplace hacia la izquierda, bajando la concentración de ambos iones hasta conseguir que el producto de ambas vuelva a ser 10 -14. H 3 O + Queda más alta la de H 3 O +

32 Disolución básica Con la adición de una base ocurre lo mismo, pero aumentando la concentración iones OH -. Este aumento hace que el equilibrio de ionización del agua se desplace hacia la izquierda, bajando las concentraciones de ambos iones hasta que su producto vuelva a ser 10 -14. Queda más alta la de OH -

33 Tipos de disoluciones Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH 10 –7 M  pH < 7 Básicas:  H 3 O +  7 Básicas:  H 3 O +  7 Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 M 2 luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 M 2

34 pH de sustancias comunes ÁCIDOBÁSICO 1412346891011121357 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

35 Concepto de pOH. Es similar al de pH, pero con la concentración de iones hidróxido: Es similar al de pH, pero con la concentración de iones hidróxido: Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 pH + pOH = 14

36 EN AGUA PURA: [H 3 O + ] = [OH  ] ; [H 3 O + ] = 10 -7  pH = 7 [OH  ] = 10 -7  pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH  ] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ] pH > 7 pH 7 ácidabásica pOH

37 Fuerza de ácidos y bases (pK) Al igual que el pH se denomina pK a: Al igual que el pH se denomina pK a: pK a = – log K a ; pK b = – log K b pK a = – log K a ; pK b = – log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.

38 Medidor ph digital

39 Papel indicador

40 ¿ALGÚN EJERCICIO MÁS? HARÉ YO ALGUNO COMO EJEMPLO Y YA PODÉIS HACER DEL 7 AL 18

41 EJEMPLO ÁCIDO FUERTE Calcula el pH y el pOH de una disolución 0,002 M de ácido nítrico: Calcula el pH y el pOH de una disolución 0,002 M de ácido nítrico: HNO 3 + H 2 O NO 3 - + H 3 O + HNO 3 + H 2 O NO 3 - + H 3 O + C 0 0,002 M 0 0 C F 0 0,002 M 0,002 M pH = – log 0,002 = 2,7 pH = – log 0,002 = 2,7 pOH = 14 – pH = 14 – 2,7 = 11,3 pOH = 14 – pH = 14 – 2,7 = 11,3

42 EJEMPLO ÁCIDO FUERTE Calcula el pH de una disolución 0,25 M de ácido sulfúrico: Calcula el pH de una disolución 0,25 M de ácido sulfúrico: Suponiendo que el ácido sulfúrico es fuerte en su segunda ionización: Suponiendo que el ácido sulfúrico es fuerte en su segunda ionización: H 2 SO 4 + 2 H 2 O SO 4 -2 + 2 H 3 O + H 2 SO 4 + 2 H 2 O SO 4 -2 + 2 H 3 O + C 0 0,25 M 0 0 C 0 0,25 M 0 0 C F 0 0,25 M 2x0,25 M C F 0 0,25 M 2x0,25 M pH = – log 0,5 = 0,30 pH = – log 0,5 = 0,30

43 Ejemplo BASE FUERTE Calcula el pH de una solución 0.10M NaOH. Calcula el pH de una solución 0.10M NaOH.

44 EJEMPLO BASE FUERTE Calcula el pH de una solución 0,0050M Ca(OH) 2. Calcula el pH de una solución 0,0050M Ca(OH) 2.

45 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 3 O +  = 12,6, de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M pH = – log  H 3 O +  = 12,6, de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 entonces: entonces: K W 10 –14 M 2  OH –  = ——— = ——————--- = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 M K W 10 –14 M 2  OH –  = ——— = ——————--- = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 M pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4 pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

46 EJERCICIO 8. ‑ a) Calcula las concentraciones de H 3 O + y OH ‑ que hay en una disolución 0,1 M de NaOH. ¿ Cuál es el pH de esta disolución?. b) ¿Qué cantidad de agua hay que añadir a 50 cm 3 de la anterior disolución para que el pH sea 12?. Como es una base fuerte está disociada completamente: NaOH Na + + OH -  H3O+  ·  OH–  0,1 M 0,1 M 0,1 M  H3O+  ·  OH–  10 -14 pOH= -log 0,1= 1 ; pH = 14 – pOH = 13 Para que pH= 12 Luego: V total = 500 cm 3

47 Ej.: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 M Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH – Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH – in.(M): 0,2 0 0 in.(M): 0,2 0 0 eq.(M): 0,2 – x x x eq.(M): 0,2 – x x x  NH 4 +  x  OH –  x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M  NH 3  0,2 – x  NH 4 +  x  OH –  x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M  NH 3  0,2 – x De donde se deduce que x =  OH –  = 1,9 x 10 –3 M De donde se deduce que x =  OH –  = 1,9 x 10 –3 M pOH = – log  OH –  = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 pOH = – log  OH –  = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

48 TRATAMIENTO EXACTO DE LOS EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN. ¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución en la que se establecen diversos equilibrios de ionización? MÉTODO GENERAL 1.Expresiones de las constantes de equilibrio 2.Balance de materia 3.Balance de cargas (condición de electroneutralidad) 4.Resolución del sistema de ecuaciones

49 HA(aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + A  (aq) P.ej.: equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua 1. Expresiones de las constantes de equilibrio Equilibrios presentes HA(aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + A  (aq) 2 H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + OH  (aq) K w = [H 3 O + ][OH  ] 2. Balance de materia: [HA] o + [A  ] o = [HA] + [A  ] 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) [H 3 O + ] = [A  ] + [OH  ] 4. Resolver el sistema: 4 ecuaciones con 4 incógnitas

50 HIDRÓLISIS Las sales son compuestos iónicos (formados por cationes y aniones) solubles en agua Las sales son compuestos iónicos (formados por cationes y aniones) solubles en agua Algunas sales neutras (sin H ni OH en sus moléculas) presentan carácter ácido o básico en disolución acuosa Algunas sales neutras (sin H ni OH en sus moléculas) presentan carácter ácido o básico en disolución acuosa Se debe a que alguno de sus iones reaccionan con el agua. Se debe a que alguno de sus iones reaccionan con el agua. A este proceso se le llama hidrólisis. Se pueden dar cuatro casos: A este proceso se le llama hidrólisis. Se pueden dar cuatro casos:

51 Sal de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que ni el Na + ni el Cl – reaccionan con agua: NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que ni el Na + ni el Cl – reaccionan con agua: Na + + H 2 O Na + + H 2 O Cl – + H 2 O Cl – + H 2 O pH = 7 NEUTRA

52 Sal de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: CH 3 –COONa Ejemplo: CH 3 –COONa SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + no reacciona con agua, pero el CH 3 –COO – sí SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + no reacciona con agua, pero el CH 3 –COO – sí CH 3 –COO – + H 2 O CH 3 –COOH +OH – CH 3 –COO – + H 2 O CH 3 –COOH +OH – pH > 7 BÁSICA pH > 7 BÁSICA LA CONSTANTE DE HIDRÓLISIS SERÁ: K h = K b (Ac - ) = =

53 Sal de ácido fuerte y base débil Ejemplo: NH 4 Cl Ejemplo: NH 4 Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + reacciona con agua mientras que el Cl – no SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + reacciona con agua mientras que el Cl – no NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + Kh = Ka (NH 4 + ) = = Kh = Ka (NH 4 + ) = = pH < 7 ÁCIDA pH < 7 ÁCIDA

54 Sal de ácido débil y base débil Ejemplo: NH 4 CN Ejemplo: NH 4 CN En este caso tanto el catión NH 4 + como el anión CN – se hidrolizan y la disolución será ácida, básica o neutra, según qué ión se hidrolice en mayor grado. En este caso tanto el catión NH 4 + como el anión CN – se hidrolizan y la disolución será ácida, básica o neutra, según qué ión se hidrolice en mayor grado.

55 NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + CN - + H 2 O HCN + OH - K a (NH 4 + ) = 5,6·10 –10 M K b (CN – ) = 2·10 –5 M COMO K b > K a LA DISOLUCIÓN SERÁ BÁSICA Y pH > 7

56 VOY A HACER EL EJERCICIO 19, COMO EJEMPLO, Y PODÉIS HACER VOSOTROS 20,21,21 Y 23

57 19.Predice como será el pH de una disolución 0,5 M de cianuro sódico. Calcúlalo.(Ka HCN = 4,9. 10 ‑ 10 ) Como es una sal, primero se disocia en sus dos iones: NaCN Na + + CN - NaCN Na + + CN - 0,5 M 0,5 M 0,5 M 0,5 M 0,5 M 0,5 M Na + no reacciona con agua porque proviene de una base fuerte. Pero CN - sí reacciona con agua porque tiene carácter básico, por lo que pH>7. Como me dan como dato K a, necesito calcular K b K b = = 10 -14 /K a = 2,04. 10 -5

58 La disolución de NaCN tendrá carácter básico, y por tanto, su pH> 7 CN - + H 2 O HCN + OH - CN - + H 2 O HCN + OH - In: 0,5 M -- -- Eq: 0,5-x x x K b = 2,04. 10 -5 = Despejando obtenemos: x= 3,19. 10 -3 Con lo que pOH= 2,49 y: pH = 14- 2,49 = 11,51

59 Indicadores ácido- base Son ácidos o bases orgánicas débiles en las que tienen diferente color la forma ácida y básica: Son ácidos o bases orgánicas débiles en las que tienen diferente color la forma ácida y básica: HIn + H 2 O In – + H 3 O + forma ácida forma básica HIn + H 2 O In – + H 3 O + forma ácida forma básica Color A Color B Color A Color B El cambio de color se considera apreciable cuando la concentración de una forma es superior a 10 veces la concentración de la otra forma: El cambio de color se considera apreciable cuando la concentración de una forma es superior a 10 veces la concentración de la otra forma: [HIn] > 10·[In – ] o [In - ] >10·[HIn] [HIn] > 10·[In – ] o [In - ] >10·[HIn]

60  In –  ·  H 3 O +   HIn  K a = ——————   H 3 O +  = K a · ———  HIn   In –   In –  ·  H 3 O +   HIn  K a = ——————   H 3 O +  = K a · ———  HIn   In –  pH = p K a + log  In –  /  HIn  = p K a  1 pH = p K a + log  In –  /  HIn  = p K a  1 EL INTERVALO DE VIRAJE DE COLOR ES DE 2 UNIDADES DE pH EL INTERVALO DE VIRAJE DE COLOR ES DE 2 UNIDADES DE pH Si [HInd]/[Ind  ]  10  Color A ( forma ácida) Si [HInd]/[Ind  ]  0.1  Color B (forma básica) Si 0.1  [HInd]/[Ind  ]  Color mezcla de A y B ¿QUÉ COLOR SE VE?

61 Algunos indicadores de pH Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo AmarilloVioleta0-2 Rojo Congo AzulRojo3-5 Rojo de metilo RojoAmarillo4-6 TornasolRojoAzul6-8 FenolftaleínaIncoloroRosa8-10

62 Ejemplos de Color de Indicadores según el pH Fenoftaleina Azul de bromotimol Rojo de metilo

63

64 Son reacciones ácido-base que permiten determinar la concentración desconocida de un ácido (o de una base), midiendo el volumen de otra disolución de base (o de ácido), de concentración conocida, que se necesita para su neutralización. Cuando se logra la neutralización completa: PUNTO DE EQUIVALENCIA O PUNTO DE NEUTRALIZACIÓN VALORACIONES ÁCIDO-BASE

65 Se basan en el cambio brusco de pH que se produce en las proximidades del punto de equivalencia o punto de neutralización, por lo que utilizando un indicador adecuado se puede determinar dicho punto por el cambio de color en la disolución, aunque se determina con mayor precisión construyendo la curva de valoración

66 Curvas de valoración Son representaciones gráficas de la variación del pH en el transcurso de la valoración: Volumen añadido de la sustancia valorante Hay tres zonas: (1)Antes del P.E. (2)El Punto de Equivalencia (P.E.) (3)Después del P.E. (1) (2) (3)

67 Ejemplo: Valoramos 50 cm 3 de una disolución HCl 0,1 M con una disolución de NaOH 0,1 M. Se observa la siguiente evolución del pH: V(cm 3 ) NaOH pH 0 1 49 3 49,9 4 50 7 50,1 10 51 11 VALORACIÓN DE ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE ( ACIDIMETRÍA ) Punto Equivalencia

68 VALORACIÓN DE BASE FUERTE CON ÁCIDO FUERTE ( ALCALIMETRÍA) Punto Equivalencia

69 CURVA COMPARATIVA

70 VALORACIÓN DE ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

71 Gráfica de valoración de vinagre con NaOH Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH

72 VALORACIÓN DE ÁCIDO DIPRÓTICO CON BASE FUERTE

73 Valoraciones ácido-base. La reacción de neutralización puede escribirse: b H a A + a B(OH) b  B a A b + a · b H 2 O La reacción de neutralización puede escribirse: b H a A + a B(OH) b  B a A b + a · b H 2 O Ejemplo 1º Ejemplo 1º 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al 3+ + 6 H 2 O 3 moles de ácido consumen 2 moles de base 3 moles de ácido consumen 2 moles de base O lo que es los mismo O lo que es los mismo 6 equivalentes de ácido consumen 6 equivalentes de base 6 equivalentes de ácido consumen 6 equivalentes de base

74 Ejemplo 2º Ejemplo 2º 2 HCl + Ba(OH) 2  2Cl – +Ba 2+ + 2 H 2 O 2 HCl + Ba(OH) 2  2Cl – +Ba 2+ + 2 H 2 O 2 moles de ácido consumen 1 mol de base 2 moles de ácido consumen 1 mol de base O lo que es lo mismo O lo que es lo mismo 2 equivalentes de ácido consumen 2 equivalentes de base 2 equivalentes de ácido consumen 2 equivalentes de base EN LAS REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN SE CUMPLE QUE: EN LAS REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN SE CUMPLE QUE: EL NÚMERO DE EQUIVALENTES DEL ÁCIDO ES IGUAL AL NÚMERO DE EQUIVALENTES DE LA BASE CUANDO SE CONSIGUE LA NEUTRALIZACIÓN EL NÚMERO DE EQUIVALENTES DEL ÁCIDO ES IGUAL AL NÚMERO DE EQUIVALENTES DE LA BASE CUANDO SE CONSIGUE LA NEUTRALIZACIÓN

75 Valoraciones ácido-base Valoraciones ácido-base V ácido x [ácido] x a = V base x [base] x b V ácido x [ácido] x a = V base x [base] x b Si se usa la Normalidad: Si se usa la Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Nº de equivalentes ácido= nº equivalentes base Nº de equivalentes ácido= nº equivalentes base V ácido x N ácido = V base x N base V ácido x N ácido = V base x N base

76 Ej.: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2  M de Al(OH) 3 ¿Cuál será la [H 2 SO 4 ]? 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al 3+ + 6 H 2 O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M ácido x 2 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M ácido x 2 De donde: De donde: 25 ml x 2 M x 3 M ácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 25 ml x 2 M x 3 M ácido = ——————— = 0,75 M 100 ml x 2 [H 2 SO 4 ] = 0,75 M [H 2 SO 4 ] = 0,75 M V ácido x N ácido = V bas x N base ( N base = 3 x M base ) V ácido x N ácido = V bas x N base ( N base = 3 x M base ) 100 ml x N ácido = 25 ml x 6 N 100 ml x N ácido = 25 ml x 6 N N ácido = 1,5 N  M ácido = N ácido /2 = 0,75 M N ácido = 1,5 N  M ácido = N ácido /2 = 0,75 M

77 Ejercicio: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? Ejercicio: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? a) V ácido x N ácido = V base x N base a) V ácido x N ácido = V base x N base 50,5 ml x 0,2 N N ácido = —————— = 1 N M ácido = 1 M 10,1 ml 50,5 ml x 0,2 N N ácido = —————— = 1 N M ácido = 1 M 10,1 ml b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g m soluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m disolución 1060 g m soluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m disolución 1060 g

78 DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPONES. Están formadas por una mezcla de dos disoluciones concentradas de un ácido (o base) débil y de su base (o ácido) conjugada. Están formadas por una mezcla de dos disoluciones concentradas de un ácido (o base) débil y de su base (o ácido) conjugada. Son disoluciones en las que el pH permanece prácticamente constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte (o débil). Son disoluciones en las que el pH permanece prácticamente constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte (o débil).

79 Las disoluciones reguladoras tienen gran importancia en muchos procesos químicos y biológicos, así la mayoría de los líquidos de los organismos vivos tienen un pH característico: sangre 7,4 ; saliva 6,9 ; bilis 7,7 ; orina 6 etc. Las disoluciones reguladoras tienen gran importancia en muchos procesos químicos y biológicos, así la mayoría de los líquidos de los organismos vivos tienen un pH característico: sangre 7,4 ; saliva 6,9 ; bilis 7,7 ; orina 6 etc. Si se altera el pH, se pueden producir grandes trastornos en el organismo, incluida la muerte; así por ejemplo, una variación de 0,5 unidades en el pH de la sangre es mortal, lo cual se puede producir al ingerir grandes cantidades de alcohol originando el llamado “coma etílico”. Si se altera el pH, se pueden producir grandes trastornos en el organismo, incluida la muerte; así por ejemplo, una variación de 0,5 unidades en el pH de la sangre es mortal, lo cual se puede producir al ingerir grandes cantidades de alcohol originando el llamado “coma etílico”. DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPONES.

80 Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,5 M de ácido acético y 0,5 M de acetato de sodio. K a (CH 3 –COOH) = 1,8 · 10 –5 M. El acetato está totalmente disociado: El acetato está totalmente disociado: CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H 2 O + CH 3 –COOH CH 3 –COO – + H 3 O + H 2 O + CH 3 –COOH CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,5 0,5 0 c in (M) 0,5 0,5 0 c eq (M) 0,5 – x 0,5 + x x c eq (M) 0,5 – x 0,5 + x x

81  CH 3 –COO –  ·  H 3 O +  (0,2+x) · x 1,8 · 10 –5 M = ————————— = ——————  CH 3 –COOH  (0,2 – x)  CH 3 –COO –  ·  H 3 O +  (0,2+x) · x 1,8 · 10 –5 M = ————————— = ——————  CH 3 –COOH  (0,2 – x) De donde se deduce que: De donde se deduce que: x =  H 3 O +  = 1,8 · 10 –5 M x =  H 3 O +  = 1,8 · 10 –5 M pH = – log  H 3 O +  = 4,74 pH = – log  H 3 O +  = 4,74

82 Mecanismo de acción: HA (aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + A  (aq) Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda, disminuirá el cociente [A - ]/[HA] y el pH bajará, pero muy poco. Si se le añade una pequeña cantidad de base el equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando el cociente [A-]/[HA] y el pH subirá un poco P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3. * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686.

83 Características importantes de una disolución amortiguadora: * Su pH  depende de K a y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de modo apreciable. ¿De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pK a )

84 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl © Ed. Santillana

85 Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl? a) Al añadir NaOH (Na + + OH – ), se producirá la neutralización del ácido acético: CH 3 COOH + NaOH  CH 3 COO – + Na + + H 2 O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: [CH 3 COOH] = (0,5 –0,01)/1 M = 0,49 M [CH 3 COO – ] = (0,5 + 0,01)/1 M = 0,51 M H 2 O + CH 3 –COOH CH 3 –COO – + H 3 O + H 2 O + CH 3 –COOH CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,49 0,51 0 c in (M) 0,49 0,51 0 c eq (M) 0,49 – x 0,51 + x x c eq (M) 0,49 – x 0,51 + x x

86 (0,51 + x) · x 1,8 · 10 –5 M = ——————— (0,49 – x) (0,51 + x) · x 1,8 · 10 –5 M = ——————— (0,49 – x) De donde se deduce que x =  H 3 O +  = 1,70 · 10 –5 M pH = – log  H 3 O +  = 4,77 b) Al añadir HCl (H 3 O + + Cl – ), los H 3 O + reaccionarán con los CH 3 COO – : CH 3 COO – + HCl  CH 3 COOH + Cl – [CH 3 COOH] = (0,5 + 0,01) /1 M = 0,51 M [CH 3 COO – ] = (0,5 –0,01) /1 M = 0,49 M Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,72 Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,72