REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES.

REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases están presentes en todas las facetas de nuestra vida cotidiana ÁCIDOS BASES HCl: agua fuerte NH3: amoníaco H2SO4: baterías de coches NaClO: lejía CH3-COOH: vinagre NaOH: sosa cáustica etc. etc.

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases se caracterizan por su comportamiento: ÁCIDOS BASES Sus disoluciones presentan sabor ácido Sus disoluciones presentan sabor amargo Reaccionan con la roca caliza (CaCO3) desprendiendo CO2 Reaccionan con las grasas formando jabones Reaccionan con los metales desprendiendo H2 Generan sólidos insolubles con los metales (hidróxidos) Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica Neutralizan las bases produciendo sales Neutralizan los ácidos produciendo sales Modifican el color de los indicadores ácido-base. Modifican el color de los indicadores ácido-base. Colorean de rojo el papel indicador Colorean de azul el papel indicador

(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) Un ÁCIDO es una sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones H+ (protones) e iones negativos: HA  H+ + A Una BASE es una sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones OH- (hidroxilo) e iones positivos: BOH  B+ + OH

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) Las reacciones de neutralización consisten en la reacción entre los iones H+ del ácido y los iones OH de la base para dar agua: H+ + OH  H2O El resto de iones no participa en la reacción, quedando en el medio acuoso y formando sales: HA + BOH  BA + H2O

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) La teoría de la disociación iónica de Arrhenius tenía algunas limitaciones: Está restringida a disoluciones acuosas Existen sustancias como NH3, Na2CO3, etc., que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas Y otras más Por tanto, tarde o temprano tendría que llegar una nueva teoría con mayor poder explicativo. Y llegó casi 40 años más tarde

TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Un ÁCIDO es una especie química, molécula o ión, capaz de ceder protones H+ Una BASE es una especie química, molécula o ión, capaz de captar protones H+ Como una especie no puede ceder protones sin que haya otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les denomina ahora reacciones de transferencia de protones: Ácido 1 Base 1 A es la base conjugada del ácido HA HB+ es el ácido conjugado de la base B HA + B ⇄ A HB+ Ácido 2 Base 2 Las parejas HA/A y B/HB+ se denominan pares ácido-base conjugados

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY
(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Ácidos y bases conjugados Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ al agua Ácido 1 Base 1 HCl + H2O ⇄ Cl H3O+ Ácido 2 Base 2 Par ácido / base conjugada: HCl / Cl

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Ácidos y bases conjugados Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ al agua Una BASE en disolución acuosa es capaz de captar protones H+ del agua Ácido 1 Base 1 Ácido 1 Base 1 HCl + H2O ⇄ Cl H3O+ NH H2O ⇄ NH OH- Base 2 Ácido 2 Ácido 2 Base 2 Par ácido / base conjugada: HCl / Cl Par base / ácido conjugado: NH3 / NH4+

(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Sustancias anfóteras o anfitrópicas Son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrenten Por ejemplo, el ión HS (hidrógenosulfuro) se puede comportar HS NH ⇄ S NH4+ HS H3O+ ⇄ H2S H2O Otros ejemplos de sustancias anfóteras son: H2O, HSO3, HCO3, HPO42, etc.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) La limitación de la teoría de Brönsted y Lowry es que no explica el carácter ácido que presentan algunas sustancias que no tienen protones en su fórmula, como por ejemplo AlCl3, BF3, etc. Ese mismo año 1923, el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis introduce una nueva teoría ácido-base basada en las propiedades que presentan las moléculas para formar enlace covalente. Es decir, en la capacidad para compartir un par de electrones, según sea aceptándolo o cediéndolo. Sin embargo, para nuestras intenciones en este curso no es necesario dar cuenta de esta teoría de Lewis. Nos bastará con la de Brönsted y Lowry

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) EJERCICIO 1 Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados: a) b) c)

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) EJERCICIO 2 Escribe la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos de Brönsted-Lowry: H2S, HCO3, H2O, NH4+ EJERCICIO 3 Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases o como ácidos y bases (anfóteros): HSO4, SO32, S2, H3O+, HCl, CO32

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica, pues se trata de una sustancia covalente molecular con las moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno. Por tanto, no presenta ni electrones ni iones con libertad de movimiento Sin embargo, aunque sea muy, muy poco, el agua pura conduce algo la corriente. La bajísima conductividad eléctrica del agua pura es debida a que se encuentra disociada en sus iones en una proporción muy pequeña. La disociación del agua pura es un equilibrio que está desplazado hacia la formación de agua a partir de los iones hidroxilo e hidronio: H2O + H2O ⇄ OH H3O+ La reacción anterior, conocida como equilibrio iónico del agua, es un ejemplo de la teoría de Brönsted y Lowry: una molécula de agua actúa como base aceptando un protón de otra molécula de agua que actúa como ácido

Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina producto iónico del agua Kw, y su expresión es: 2H2O ⇄ OH H3O+ De la estequiometría de la reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto iónico se deduce que: El valor de Kw a 25 ºC es Kw = 1x1014 y sólo varía en función de la Tª Tª (ºC) Kw 0,11 x 1014 1,00 x 1014 25 3,00 x 1014 40 51,3 x 1014 100 Teniendo en cuenta ese valor como referencia se pueden clasificar las disoluciones en: ÁCIDAS NEUTRAS BÁSICAS

DISOLUCIONES ÁCIDAS DISOLUCIONES NEUTRAS DISOLUCIONES BÁSICAS HA + H2O ⇄ A- + H3O+ 2H2O ⇄ OH H3O+ B + H2O ⇄ HB+ + OH- 2H2O ⇄ OH H3O+ y y

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H3O+ Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la concentración de protones mediante la utilización de una escala logarítmica conocida como escala de pH ( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno ) En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pKw En cualquiera de las tres la letra p indica el operador matemático -log

Como a 25 ºC, Kw = 1014 Para cualquier disolución básica Para el agua pura o cualquier disolución neutra Para cualquier disolución básica

Carácter ácido creciente Carácter básico creciente Disoluciones ácidas Disoluciones neutras Agua pura Disoluciones básicas

Medida del pH: indicadores ácido-base Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, y este cambio de color es debido a cambios que se producen en su estructura química Color A Color B Suelen ser ácidos o bases débiles que están en equilibrio con su forma conjugada Color A Color B El cambio de color se produce cuando la concentración del indicador y la concentración de su forma conjugada guardan entre sí una relación igual o mayor de diez, lo que implica que el cambio de color se produzca en un intervalo de pH que depende de la constante de equilibrio de cada indicador

Medida del pH: indicadores ácido-base Ejemplos Anaranjado de metilo Fenolftaleína Color A Color B Color A Color B Zona de viraje Zona de viraje

La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje

El papel indicador universal contiene una mezcla de varios indicadores, con lo que su escala colorimétrica es más amplia Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una disolución

Cuando se quiere conocer de forma exacta el valor del pH de una disolución se utiliza un pHmetro, que es un instrumento electrónico provisto de un electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración de protones

EJERCICIO 4 Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por: A) [OH] = 1013; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H3O+] = 107 Ordénalas de menor a mayor acidez Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras EJERCICIO 5 El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y su forma alcalina es roja. Sabemos que el intervalo de viraje es pH=6-8 ¿De qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador? Razona tu respuesta

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Si tenemos en cuenta un equilibrio de disociación de un ácido en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente cede el ácido su protón y mayor es su fuerza HA + H2O ⇄ A- + H3O+ En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que la base conjugada A tiene poca tendencia a aceptar un protón y convertirse en ácido

Lo mismo podríamos decir de una base Si tenemos en cuenta un equilibrio de disociación de una base en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente acepta la base el protón y mayor es su fuerza B + H2O ⇄ HB+ + OH- En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que el ácido conjugado BH+ tiene poca tendencia a ceder el protón y convertirse en base

El concepto de fuerza o debilidad de un ácido o de una base está ligado a la mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones. Sin embargo, se trata de un concepto relativo, pues todo dependerá de con quién reaccionen. Tomando el agua como referencia podemos clasificar a los ácidos y a las bases en fuertes o débiles, encontrándonos con cuatro posibilidades que vamos a analizar: ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASES DÉBILES

Ácidos fuertes Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que se suelen representar como reacciones irreversibles Ejemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 … El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución:

Ácidos débiles Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con los ácidos fuertes, éstos se representan como reacciones reversibles Casi todas las sustancias ácidas son débiles El grado  en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de acidez: Cuanto mayor sea Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH

Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece más de un equilibrio de disociación Los más importantes son: H2S , H2CO3 , H3PO4 , H2SO4 Ejemplo H3PO4 Como Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , el ácido H3PO4 cede el primer protón con mucha más facilidad que los restantes. Por eso, en el cálculo del pH suele aproximarse a la [H3O+] de la primera disociación, pues es la que aporta la inmensa mayoría de iones H3O+

Ácidos polipróticos Fíjate que las especies intermedias H2PO4 y HPO42 se comportan como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones Ejemplo H3PO4

EJERCICIO 6 a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0,1 M de HCl? ¿Y su pH? ¿Y su grado de disociación? b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta un litro?

¡¡¡ Cuando Ka es suficientemente pequeño (Ka<103) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que <<1 !!! Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar al final que sale un <0,05 (%<5%) EJERCICIO 7 Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 1,8·105, calcula: a) El pH de la disolución b) El grado de disociación del ácido acético

EJERCICIO 8 Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución que se ha preparado añadiendo 10 mL de HCl 0,1 M a 90 mL de una disolución 0,5 M de ácido acético (Ka = 1,8·105)

Bases fuertes Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que también se suelen representar como reacciones irreversibles Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:

Bases débiles Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con las bases fuertes, éstas se representan como reacciones reversibles El grado  en que se disocian las bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de basicidad: Cuanto mayor sea Kb, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [OH] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH

EJERCICIO 9 a) Calcula el pH de una disolución de 100 mL de NaOH 0,1 M. b) Si a la disolución anterior le añadimos agua de forma que el volumen sea 10 veces mayor, ¿cuál será el pH de la disolución? EJERCICIO 10 Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (Kb = 1,8·105). Calcula: a) La concentración inicial de amoníaco b) La concentración de todas las especies en equilibrio, incluida la [H3O+] c) El pH de la disolución

Relación entre Ka y Kb de pares ácido/base conjugados Sin embargo, cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débil es su base/ácido conjugado, por lo que cuanto mayor sea la Ka de un ácido, menor será la Kb de su base conjugada. La relación inversa entre ambas constantes se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua Kw Cuando un ácido es débil, su base conjugada también lo es. De la misma manera, cuando una base es débil, su ácido conjugado también lo es Sea, por ejemplo, el par NH3 / NH4+

Cuestiones y problemas del documento en PDF “Iniciación a la química” De las 36 cuestiones de este tema ya podéis ir haciendo de la 1 a la 28, excepto la 15, la 17 y la 25 En clase haremos la 3b y la 28 _________________________________________________________ De los 37 problemas de este tema ya podéis ir haciendo del 1 al 22, y también el 35 y el 36 En clase haremos el 2a, 3a, 8a, y 10 ¡¡Cuidado!! ¡En estos problemas preguntan con mucha frecuencia por el diseño experimental para preparar determinadas disoluciones!

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se representan como reacciones irreversibles y no como equilibrios porque la neutralización es siempre completa en las cantidades estequiométricas Brönted-Lowry Arrhenius Podemos considerar tres tipos de neutralización Neutralización ácido fuerte - base fuerte Neutralización ácido débil - base fuerte Neutralización ácido fuerte - base débil

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido fuerte - base fuerte
Se produce entre un ácido y una base completamente disociados No reacciona con el agua No reacciona con el agua En cantidades estequiométricas los protones y los iones OH reaccionan dando agua, de modo que los únicos protones e iones OH que quedan en la disolución son los procedentes del agua Consecuentemente, [H3O+] = [OH] = 107 y, por tanto, su pH=7

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido débil - base fuerte
Se produce entre un ácido parcialmente disociado y una base completamente disociada Sí reacciona con el agua No reacciona con el agua Además de los iones OH procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del ácido débil Consecuentemente, [H3O+] < [OH] y, por tanto, su pH>7 Quedaría con carácter básico

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido fuerte - base débil
Se produce entre un ácido totalmente disociado y una base parcialmente disociada Sí reacciona con el agua No reacciona con el agua Además de los iones H3O+ procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación de la base débil Consecuentemente, [H3O+] > [OH] y, por tanto, su pH<7 Quedaría con carácter ácido

EJERCICIO 11 Muchos antiácidos contienen hidróxido de aluminio como ingrediente activo. a) Escribe la reacción de este con el HCl de los jugos gástricos del estómago b) Determina los gramos de antiácido necesarios para neutralizar 1,5 L de una disolución de HCl cuyo pH es 1,6 si el antiácido contiene un 40 % de hidróxido de aluminio

EJERCICIO 12 Calcula: a) El pH de una disolución de HClO4 0,03 M y de una disolución 0,05 M de NaOH b) El pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores EJERCICIO 13 Al disolver 6,15 g de ácido benzoico en agua hasta completar 600 mL de disolución, el pH de la misma resulta ser 2,64. Calcula: a) La constante de acidez del benzoico b) Si a 5 mL de la disolución anterior se le añaden 4,2 mL de una disolución de NaOH 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra (no hace falta calcular el pH)

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA nA nB Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución ácida a partir de otra disolución básica de concentración conocida nA nB a b Acidimetría cA a·VB b·VA · cB cAVA a cBVB b Alcalimetría cB b·VA a·VB · cA Consiste en determinar la concentración desconocida de una disolución básica a partir de otra disolución ácida de concentración conocida

ACIDIMETRÍA aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA cA a·VB b·VA · cB Base (cB) Curva de valoración pH (en el erlenmeyer) Vi VB 14 Vf fenolftaleína (8,2-10) VB = Vf - Vi 7 PTO. DE EQUIVALENCIA anaranjado de metilo (3,2-4,4) ¿cA? VB VA VB Ácido con anaranjado de metilo ¡¡ Cambio de color !!

ALCALIMETRÍA aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA cB b·VA a·VB · cA Ácido (cA) Curva de valoración pH (en el erlenmeyer) Vi VA 14 Vf fenolftaleína (8,2-10) VA = Vf - Vi 7 PTO. DE EQUIVALENCIA anaranjado de metilo (3,2-4,4) ¿cB? VA VB VA ¡¡ Cambio de color !! Base con fenolftaleína

El pH correspondiente al punto de equivalencia de una acidimetría depende de las fuerzas de las especies que se utilizan Si se valora un ácido débil con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es básico (pH>7) Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte o viceversa, el pH en el punto de equivalencia es neutro (pH=7) Si se valora un ácido fuerte con una base débil, el pH en el punto de equivalencia es ácido (pH<7) Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio básico su zona de viraje para que el punto final coincida sin mucho error con el punto de equivalencia En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas entre 4 ≤ pH ≤ 9 Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio ácido su zona de viraje para que el punto final coincida sin mucho error con el punto de equivalencia

El pH correspondiente al punto de equivalencia de una alcalimetría también depende de las fuerzas de las especies que se utilizan Es fácil imaginar cómo serían las diferentes curvas de valoración en estos casos De todos modos, a vosotros sólo os van a pedir describir cómo haríais valoraciones entre ácido fuerte y base fuerte. Del mismo modo, los problemas cuantitativos que se os planteen serán también entre ácido fuerte y base fuerte.

EJERCICIO 14 Para calcular la alcalinidad de una agua residual de una industria de sosa cáustica (NaOH) se tomaron 50 mL de la misma y se gastaron 20 mL de HCl 0,1 M. a) Dibuja el montaje experimental para llevar a cabo esta volumetría, indicando en dicho dibujo los materiales y las sustancias utilizadas. Dibuja también cómo sería la curva de valoración b) En el laboratorio se dispone de fenolftaleína (intervalo de viraje 8,3-10) y anaranjado de metilo (intervalo de viraje 3,1-4,4). Señala justificadamente si los dos indicadores serían válidos para señalar el punto final de la volumetría y escribe la reacción que tiene lugar c) Calcula la concentración molar de sosa cáustica y cuál sería su pH

EJERCICIO 15 Se valoran 5 mL de una disolución de NH3 con una disolución de HCl 0,114 M y la curva de valoración obtenida es la que se representa en la figura. a) A partir de la figura indique el pH inicial de la disolución de NH3 y razone el valor del pH en el punto de equivalencia b) Calcula la concentración de la disolución de NH3 c) Calcula el pH inicial y establezca las coordenadas del punto de equivalencia correspondiente a la curva de valoración de 5 mL de una disolución de NaOH 0,456 M con la disolución de HCl 0,114 M

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE
HIDRÓLISIS DE SALES Cuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones. Decimos que se produce una reacción de hidrólisis si estos iones (cationes y/o aniones) reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis 1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE Tanto el Na+ como el Cl son los iones conjugados de una base (NaOH) y de un ácido (HCl) muy fuertes que tienden a estar completamente disociados. Por tanto, dichos iones no se hidrolizan: En estas condiciones sólo nos queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere un carácter neutro, pues [H3O+] = [OH] y, por tanto, pH = 7

2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
HIDRÓLISIS DE SALES Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis 2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO sí, ya que es la base conjugada débil de un ácido débil: Kb En estas condiciones la formación de iones OH confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H3O+] < [OH] y, por tanto, pH > 7

3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
HIDRÓLISIS DE SALES Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis 3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL El Cl no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH4+ sí, ya que es el ácido conjugado débil de una base débil: Ka En estas condiciones la formación de iones H3O+ confiere un carácter ácido a la disolución de la sal, pues [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7

4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
HIDRÓLISIS DE SALES Dependiendo de la naturaleza de los iones que forman las sales tenemos cuatro tipos de hidrólisis 4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL En este caso se hidrolizan ambos iones: Kb Ka Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones: Si Ka > Kb, entonces [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida) Si Ka < Kb, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica)

HIDRÓLISIS DE SALES A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones cualitativas sobre el pH de la disolución de una sal Es decir, que no os van a pedir que calculéis el pH, sino sólo si será mayor, menor o igual a 7 EJERCICIO 16 En tres recipientes sin etiquetar se preparan disoluciones de la misma concentración de nitrato de amonio, hipoclorito de sodio y perclorato de potasio: a) Escribe en cada caso las reacciones de los procesos que ocurren al disolver la sal en agua b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador Datos: Ka(HClO)=3,2x108 y Kb(NH3)=1,8x105

DISOLUCIONES TAMPÓN Las disoluciones tampón, reguladoras o amortiguadoras se caracterizan porque en ellas sólo se producen pequeñas variaciones en el pH al añadirles un ácido o una base Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y una sal que contenga su correspondiente par conjugado (que también es débil)

Tampón de ácido débil + base conjugada ¡¡ De esta manera se consigue
DISOLUCIONES TAMPÓN Tampón de ácido débil + base conjugada Está formado por un ácido débil (capaz de neutralizar bases) y una sal que contenga su base conjugada (capaz de neutralizar ácidos) Ejemplo Tampón CH3COOH / CH3COONa Si añadimos una base (NaOH) el ácido acético la neutralizará sin que apenas varíe la [OH] ¡¡ De esta manera se consigue mantener el pH !! Si añadimos un ácido (HCl) el ión acetato lo neutralizará sin que apenas varíe la [H3O+]

Tampón de base débil + ácido conjugado ¡¡ De esta manera se consigue
DISOLUCIONES TAMPÓN Tampón de base débil + ácido conjugado Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases) Ejemplo Tampón NH3 / NH4Cl Si añadimos una base (NaOH) el ión amonio la neutralizará sin que apenas varíe la [OH] ¡¡ De esta manera se consigue mantener el pH !! Si añadimos un ácido (HCl) el amoníaco lo neutralizará sin que apenas varíe la [H3O+]

interior de las células
DISOLUCIONES TAMPÓN En las disoluciones tampón la relación entre las concentraciones del ácido o la base y sus pares conjugados se mantienen prácticamente constante, y eso es lo que permite que puedan regular el pH Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones concretas, y no pueden estar sujetas a variaciones bruscas de pH A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos vivos, los dos principales tampones son: Tampón H2CO3 / HCO3 Tampón H2PO4 / HPO42 Actúa regulando el pH en el plasma sanguíneo Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4 Actúa regulando el pH en el interior de las células Alcanza su eficacia máxima a pH=6,86

Cantidades de ácido o base añadidas
DISOLUCIONES TAMPÓN Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla Cantidades de ácido o base añadidas En 1 L de agua pura En 1 L de disolución CH3COOH 0,1 M CH3COONa 0,1 M En 1 L de disolución NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M Adición NaOH 0,1 M 10 mL 11,0 4,9 9,4 1 mL 10,0 4,8 9,3 0,1 mL 9,0 4,8 9,3 0,01 mL 8,0 4,8 9,3 pH inicial 7,0 4,8 9,3 Adición HCl 0,1 M 0,01 mL 6,0 4,8 9,3 0,1 mL 5,0 4,8 9,3 1 mL 4,0 4,8 9,3 10 mL 3,0 4,7 9,2

DISOLUCIONES TAMPÓN A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones cualitativas en relación con las disoluciones tampón EJERCICIO 17 Se dispone en el laboratorio de las siguientes sustancias: HCl, NH3, Mg(OH)2, CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa, (NH4)2SO4 Indica qué pares de sustancias permiten formar disoluciones reguladoras del pH

Cuestiones y problemas del documento en PDF “Iniciación a la química”
NEUTRALIZACIÓN VOLUMETRÍAS HIDRÓLISIS Cuestiones y problemas del documento en PDF “Iniciación a la química” De las 36 cuestiones de este tema ya podéis ir haciendo de la 29 a la 36, y también la 15, la 17 y la 25 En clase haremos la 15, 17, 25, 30 y 33 _________________________________________________________ De los 37 problemas de este tema ya podéis ir haciendo del 23 al 34, y también el 37. En clase haremos el 24, 26, 29, y 37 ¡¡Cuidado!! ¡En estos problemas preguntan con mucha frecuencia por el diseño experimental para realizar volumetrías!

REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES.

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