Reacciones ácido-base

2 Características ÁCIDOS: Tienen sabor agrio.Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel.Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales.Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustanciasDisuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2.Atacan a los metales desprendiendo H 2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo.Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos.Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas.Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Teoría de S. Arrhenius (1883) “Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones” Ácido: Sustancia que, en solución acuosa, cede iones H + H + = protones HCl (aq)  H + (aq) + Cl  (aq) Base: Sustancia que, en solución acuosa, cede iones OH  NaOH (aq)  Na + (aq) + OH  (aq)

4 Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A – + H + Ejemplos: –HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H + –H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2– + 2 H + BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH – Ejemplo: –NaOH (en disolución acuosa)  Na + + OH –

Svante August Arrhenius ( ) 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

Teoría de Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Sustancia que en solución cede iones H + Base: Sustancia que en solución acepta iones H + 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 Ventajas Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

7 Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H + se convierte en su “ácido conjugado”. ÁCIDO (HA)BASE CONJ. (A – ) – H + + H + BASE (B)ÁC. CONJ. (HB + ) + H + – H +

8 Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl – (ac) En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl – (base conjugada) Disociación de una base: NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH OH – En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al NH 3 que se transforma en NH 4 + (ácido conjugado)

Teoría de G. Lewis (1923) Ácido: Sustancia que acepta pares de electrones Base: Sustancia que dona pares de electrones Para que una sustancia acepte un H + debe poseer un par de electrones no compartidos. H + + : N H H H N H H H H + BaseÁcido

Gilbert Newton Lewis ( ) El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies Definición más general H N : H H + B F F F H N H H B F F F baseácido

EQUILIBRIO ÁCIDO -BASE Producto iónico del agua H 2 O (l) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + OH  (aq) H 2 O (l)  H + (aq) + OH  (aq) pA =  log A pH =  log [H + ] pOH =  log [OH  ]  log =  log [H + ]  log [OH  ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH  ] K w = [H + ][OH  ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = [Tomando logaritmos y cambiando el signo]

Agua pura: [H 3 O + ] = [OH  ] ; [H 3 O + ] =  pH = 7 [OH  ] =  pOH = 7 SOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] >[OH  ] pH 7 SOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] pH = 7 pOH=7 SOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ] pH > 7 pOH < 7 pH 7 ácidabásica

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTE DE IONIZACIÓN o DE DISOCIACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. (Teoría de Bronsted – Lowry) 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 = Ka (constante de ionización) A mayor fuerza de un ácido: mayor será su K a Un ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, HBr) -se encuentra totalmente disociado (K a >> 1, K a   ),origina gran cantidad de iones H 3 O + en solución acuosa, se comporta como un electrólito fuerte, presenta gran conductividad de la corriente eléctrica en solución acuosa, su base conjugada es debil.

Análogamente con las bases: B (aq) + H 2 O (l)  BH + (aq) + OH  (aq) Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será K b Una base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, …, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2 ) se encuentra totalmente disociada (K b >> 1, K b   )

15 Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: (  )Electrolitos fuertes: (  ) Están totalmente disociados –Ejemplos: HCl (ac)  Cl – + H + NaOH (ac)  Na + + OH – Electrolitos débiles: (  )Electrolitos débiles: (  ) Están disociados parcialmente –Ejemplos: CH 3 –COOH (ac)  CH 3 –COO – + H + NH 3 (ac)+ H 2 O  NH OH –

Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas Tomemos como ejemplo la ionización del amoníaco y su base conjugada: (1) NH 4 + (ac) ↔ NH 3 (ac) + H + (ac) (2)NH 3 (ac) + H 2 O (l)  NH 4 + (ac) + OH – (ac) El producto de estas dos constantes de ionización está dado por:

K a x K b = x K a x K b = [H + ] [OH - ] = Kw K w = K a K b La ecuación anterior se puede plantear en términos de pK a y pK b, considerando el logaritmo negativo –logK a o –log K b, quedando como sigue: pK a + pK b = pK w = 14

18 Al igual que el pH se denomina pK a: 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. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Disoluciones amortiguadoras (o tampón o buffer): Disoluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen, es decir, resisten los cambios de pH. Composición Un sistema amortiguador puede contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio (Ej: CH 3 COOH/CH 3 COONa)

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

¿Cómo calcular el pH de una disolución amortiguadora? Ecuación de Henderson-Hasselbalch El pH de una disolución amortiguadora se calcula aplicando la fórmula conocida como

Karl Albert Hasselbalch ( ) Lawrence Joseph Henderson ( )

HACER EJERCICIOS DEL LIBRO PÁGINA 209. NOTA: Considerar que al agregar el HCl la concentración del ácido del tampón aumenta y la concentración de la sal que forma el tampón disminuye.

INDICADORES. Indicadores: Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa. Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugadas presentan colores diferentes. La forma ácida ( Hind) y la conjugada del indicador se encuentran en un equilibrio ácido-base: HInd (aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + Ind  (aq) Color A Color B

Intervalos de viraje de indicadores

VALORACIONES ÁCIDO-BASE. 8 ¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución? Método más empleado: valoración, titulación o volumetría ácido-base. Consiste en agregar gradualmente una disolución de concentración conocida (disolución patrón, valorante o titulante), a otra disolución de concentración desconocida (solución valorada o titulada), hasta que la neutralización se complete. El punto en que ha reaccionado completamente el ácido con la base se llama: Punto de equivalencia

¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del pH en función del volumen añadido. Punto de equivalencia

¿Cuál es el pH del punto de equivalencia? Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés)  pH = 7 Si valoro ácido débil con base fuerte  pH > 7 Si valoro base débil con ácido fuerte  pH < 7 ¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia.

Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia. p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

Curva de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte:

Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte: