Reacciones ácido-base

Presentación del tema: "Reacciones ácido-base"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones ácido-base

2 “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers Química. Curso Universitario (4ª ed.).

3 CONTENIDO 1.- Definiciones de ácidos y bases. 2.- La autoionización del agua. Escala de pH. 3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización. 4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización. 5.- Hidrólisis. 6.- Disoluciones amortiguadoras. 7.- Indicadores. 8.- Valoraciones ácido-base.

4 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH- NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

5 Tercer premio Nobel de Química
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química [ Svante August Arrhenius ( ) Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

6 Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)
1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)

7 Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
Thomas Martin Lowry ( )

8 1.3.- Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos. H+ + :N H H N H + Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

9 Definición más general
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 + B F F H N base ácido Gilbert Newton Lewis ( )

10 Producto iónico del agua
2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo] pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] - log = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH

11 7 pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7
[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 pH 7 ácida básica

12 EJERCICIOS DE ÁCIDO – BASE
1.        Calcular el pH de las siguientes soluciones: a.        H+ =   1 x 10 –6 b.       H+ =   2.3 x 10-4 c.       H+ =   6.5 x 10-2 d.       H+ =   3.4 x 10-11 e.       H+ =    5.8 x 10-8 f.       OH- =  2.2 x 10-9 calcular el pH de una solución de HCN al M, sabiendo que su K = 7 x 10-10 determine el pH de una solución de NaOH al 0.4 M Calcular el pH de una solución de soda cáutica que contiene 4 g de NaOH por litro de solución   R= 13

13 Constante de acidez (de disociación, de ionización)
3 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) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka ® ¥)

14 Constante de basicidad
Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) « BH+ (aq) + OH- (aq) Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb ® ¥) En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas B (aq) + H2O (l) « BH+ (aq) + OH- (aq) Kw = Ka Kb

15 5 HIDRÓLISIS. Neutras Ácidas Básicas
Comportamiento ácido–base de las sales Neutras Ácidas Básicas Disociar la sal en sus iones

16 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NaCl (s) H2O Na+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra

17 5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NH4Cl (s) H2O NH4+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza NH4+ (aq) + H2O (l) « NH3 (aq) + H3O+ (aq) Disolución ácida

18 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH3COONa] Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza CH3COONa (s) H2O CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza CH3COO- (aq) + H2O (l) « CH3COOH (aq) + OH- (aq) Disolución básica

19 6 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

20 Definición Solución Reguladora
Es una solución constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal. Si se agrega una pequeña cantidad de ácido o base a la solución reguladora, el pH de la solución permanece casi constante.

21 Un buen ejemplo de una solución reguladora es la sangre que tiene un pH de La adición de "pequeñas" cantidades de ácido o base a la sangre, hará que ésta cambie su valor de pH relativamente poco en el orden de unas pocas centésimas.

22 Puede haber soluciones
reguladoras básicas que tienen valores de pH por encima de 7, y soluciones reguladoras ácidas con valores de pH menores de 7.

23 Tabla de soluciones reguladoras
Ácido débil Fórmula Base conjugada Rango de pH Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- Base débil ácido conjugado Amoníaco NH3 amonio NH4+ Carbonato CO3-2 Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4-2

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

25 Acidosis y alcalosis Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó la acidez de la sangre, a esta condición se le llama acidosis. La acidosis es característica de diabetes y enfisemas intratables. Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición recibe el nombre de alcalosis. Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una histeria prolongada puede causar alcalosis.