REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

TEORÍAS ÁCIDO-BASE Teoría de la disociación iónica de Arrhenius. Teoría de Brönsted-Lowry o del par ácido-base conjugado. Teoría ácido-base de Lewis.

Características generales de los ácidos y las bases Disoluciones con sabor ácido Atacan al mármol y otras rocas calizas Reaccionan con metales con desprendimiento de hidrógeno Sus disoluciones concentradas destruyen la materia orgánica Dejan pasar la corriente eléctrica Neutralizan bases. Producen sales con las bases. Papel indicador en medio ácido rojo Disoluciones con sabor amargo. Reaccionan con las grasas formando jabones y con la piel formando sensación jabonosa. Generan sólidos insolubles con los metales.(hidróxidos) Sus disoluciones concentradas destruyen la materia orgánica. Dejan pasar la corriente eléctrica. Neutralizan ácidos. Producen sales con los ácidos. Papel indicador medio ácido azul.

Teoría de la disociación iónica de Arrhenius. Ácido Base Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones H+ HA H+ + A- HNO3 H+ +NO3- Sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones OH- BOH B + + OH-

NEUTRALIZACIÓN Reacción entre los iones H + de un ácido y los OH - de una base para dar agua. H + + OH - H 2 O El resto de los iones no participa en la reacción quedando en medio acuoso y formando sales.

Limitaciones de la teoría de Arrhenius Esta restringida a disoluciones acuosas. Existen sustancias como el amoniaco, carbonato sódico...que no contienen iones OH - y tienen propiedades básicas. No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades básicas o ácidas como el cloruro amónico. Hay especies iónicas como el HSO3- que tienen propiedades ácidas. Es posible la neutralización entre gases: NH 3 (g)+HCl(g) NH 4 CL(s)

Teoría de Brönsted-Lowry o del par ácido-base conjugado Especie química (molécula o ión )capaz de captar H + B+ H 2O HB++ OH – Base(1)+ácido(2) ácido(1)+base(2) Especie química (molécula o ión )capaz de ceder H + HA + H 2O H 3O++ A- Ácido(1)+base(2) ácido(2)+base(1)

Sustancias anfóteras o anfipróticas Son sustancias que se comportan como ácidos o como bases, dependiendo a qué sustancia se enfrenten. Ejemplos: H 2O; HS - ………

Teoría ácido - base de Lewis Sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones. Tiene un orbital vacio para alojar los electrones. Ejemplo: H + , AlCl3 …. Sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones. Tiene un par de electrones libres para ceder. Ejemplos: H 2O, NH3 …….

Neutralización La reacción entre un ácido y una base de Lewis constituye en esta teoría la formación de un enlace coordinado o dativo. Ejemplo de los mismos es la formación del catión amonio y del ión hidronio.

Equilibrio iónico del agua H2O +H2O OH - + H3O+ Ácido 1+ base2 base1 +ácido 2 Kw=Kc(H2O)2=(OH -)(H3O +) El valor de Kw calculado a 25ºc es de 10-14 y solo varia en función de la temperatura. En el agua se cumple siempre: (OH -)=(H3O +) = 1 0 -7 M

Tipos de disoluciones: (OH -) = (H 3O +) = 10-7 M .Disolución neutra. (OH -) > (H 3O +) .Disolución básica. (OH -) < (H 3O +).Disolución ácida

Medida de la acidez. Concepto de pH Se define el pH=-log(H3O+). Si el pH está entre 1 y 7 zona ácida. Si el pH está entre 7 y 14 zona básica. Si el pH vale 7 zona neutra.

Medidada el pH. Sustancias indicadoras Indicadores ácido –base Son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, debido a cambios que se producen en su estructura química. Los indicadores suelen ser ácidos o bases débiles, generalmente orgánicos que están en equilibrio con su base conjugada. Para apreciar el color A (HIn )>10(In-) HIn+H2O In- + H3O+ Color A Color B

pHmetros Se usan cuando se quiere conocer de forma exacta el valor del pH de una disolución es un instrumento que consiste en un electrodo de vidrio sensible a los cambios de la concentración de protones .

Fuerza relativa de ácidos y bases La fuerza de un ácido o de una base es relativa porque depende con quién reaccione. Por ejemplo el HCL es un ácido fuerte cuando reacciona con el agua, pero es un ácido débil si lo hacemos reaccionar con una base más débil que el agua, como el dietiléter. En los ácidos y bases débiles llegaremos a una situación de equilibrio en medio acuoso, a diferencia de los ácidos y bases fuertes que en disolución acuosa están completamente disociados.

Ácidos débiles Casi todas las sustancias ácidas son ácidos débiles el grado en que se disocian viene dado por su constante de equilibrio: HA +H2O H+ + A- Cuanto mayor sea el valor de Ka, más desplazado estará el equilibrio de disociación hacia la formación de iones mayor será la concentración de iones hidrógeno y la fuerza del ácido, mientras que el pH será menor. En los ácidos polipróticos tendremos tantas constantes de disociación como protones tenga dicho ácido.

Bases débiles BOH B + + OH- Cuanto mayor sea el valor de Kb, más desplazado estará el equilibrio de disociación hacia la formación de iones mayor será la concentración de iones OH- y mayor será el pH.

Relación entre las Ka y Kb de pares conjugados De forma matemática es fácil comprobar como la relación entre las constantes de acidez y basicidad de un par conjugado se establece a través del producto iónico del agua .Por ejemplo si partimos de los equilibrios de disociación para el par NH3/NH4+ NH3+H2O NH4 + +OH – NH 4++H2O NH 3+ H 3O+ Como

Reacciones de neutralización Neutralización de ácido fuerte +base fuerte en cantidades estequiométricas la neutralización alcanza pH=7 Neutralización ácido débil +base fuerte en cantidades estequiométricas alcanza un pH mayor que 7 medio básico. Neutralización ácido fuerte + base débil en cantidades estequiométricas alcanza un pH menor que 7.

Volumetrias ácido-base. Curvas de valoración Un método volumétrico es un método de análisis cuantitativo que sirve para determinar la concentración de una determinada sustancia. El punto de equivalencia es el momento en que el número de protones e iones hidroxilo se igualan (Se neutralizan).

Hidrólisis de Sales Cuando se disuelve una sal en agua, esta se disocia en sus iones. Decimos que se produce una reacción de hidrólisis si estos iones (cationes y aniones )reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos o bases conjugadas

Tipos de hidrólisis Sales de ácido fuerte-base fuerte, ejemplo NaCL el pH de hidrólisis de la sal será neutro, Sales de ácido débil-base fuerte, ejemplo NaAc Ac -+H2O Kb HAc + OH – La presencia de iones OH- indican que el pH será >7 es decir Básico. Sales de ácido fuerte- base débil, ejemplo NH4 CL NH 4+ + H2O Ka NH 3 + H 3O+ La presencia de iones hidronio indica pH<7 es decir ácido Sales de ácido débil-base débil se hidrolizan ambos iones de manera que el pH dependerá de las constantes de ácidez o basicidad de los iones. (OH -) = (H 3O +) = 10-7 M . El pH de la hidrólisis de la sal será neutro pH=7

Disoluciones reguladoras Las disoluciones amortiguadoras tampón ,reguladoras se caracterizan porque en ellas solo se producen pequeñas variaciones en el pH a pesar de la adición de un ácido o una base . Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y su base – ácido conjugado correspondiente en función de la combinación ácido –base existen dos tipos.

Tampón de ácido débil+base conjugada Un ejemplo sería el formado por el ácido acético y el acetato sódico: NaAc Na + +Ac – HAc + H2O Ka Ac - + H + En la disolución hay un equilibrio entre el ácido libre y su base conjugada de manera que cuando añadimos otro ácido o base actúa uno de los dos para mantener el pH.Veamos como se desarrolla: Añadimos base: NaOH+ AcH AcNa+H2O Añadimos ácido: HCl+Ac- HAc+ CL – Al neutralizarse la adición de ácido o de base se consigue mantener el pH

Tampón de base débil+ácido conjugado Un ejemplo clásico es el formado por el amoniaco y cloruro amónico: NH4 Cl NH 4+ + CL– NH 3 + H 2O NH4 + OH - El comportamiento del tampón es exactamente igual que el anterior. Si añadimos una base, los iones hidroxilo de esta reaccionarán con el catión amonio NH 4 + + OH - NH 3 + H 2 O Si añadimos un ácido, es la base la que reacciona con los protones del ácido añadido: NH 3 + H 3 O+ NH 4++ H 2 O