REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

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1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
Química 2º Bachillerato

2 ÁCIDOS: BASES: Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo.
Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

3 ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución dé iones y por consiguiente sea capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales. HCl (g) Cl- (aq) H+ (aq) H2O Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.  Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo:  Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-. Por ejemplo: NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

4 Disociación ácido-base según Arrhenius
ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH– Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

5 ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.
 Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:  Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas (hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua, formando el ion amonio: La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

6 PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.
 Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo: (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base) Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras como base base ácido conjugado como ácido base conjugada ácido

7 Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac)  Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O es decir, el ión HCO3– actúa como ácido cede protones. El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac)  H+ + Cl– por lo que HCO3– + H+  H2CO3 (CO2 + H2O) es decir, el ión HCO3– actúa como base coge protones. ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

8 ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+
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+ Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: HSO4 -(aq) + H2O (l)  H2SO4 + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se transforma en H2SO4 (ácido conjugado)

9 FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones

10 FUERZA DE LOS ÁCIDOS. Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa: Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda La constante de equilibrio, Ka se denomina constante de acidez o de ionización. Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq) Ka = [A-][H3O+] [AH] eq Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a formarse A- El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la temperatura

11 Ácido fuerte Ácido débil [HA] [HA] [H+] [HA] [A–] [H+] [A–]
Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH– [HA] Ácido fuerte            [HA]      Ácido débil                [A–] [H+] [H+] [A–] [HA]

12 FUERZA DE LAS BASES. Se denominan bases fuertes, a las bases que se encuentran totalmente disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un protón: NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq) Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta: Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización; para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb = [BH+][OH-] [B] eq Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha.  El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base  Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura.

13 Kw = Kc [ H2O]2 = [H3O+][OH-]
DISOCIACIÓN DEL AGUA. El agua se autoioniza según la ecuación H2O + H2O H3O+ (aq) + OH- (aq) Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña Kc = [H3O+][OH-] [H2O]2 = 3, (a 25ºC) En una disolución acuosa diluida, la [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, Kw, que recibe el nombre de producto iónico del agua: Kw = Kc [ H2O]2 = [H3O+][OH-] En cualquier disolución acuosa, las variables [H3O+] y [OH-] son inversamente proporcionales Ácida si [H3O+] > [OH-] Una disolución es: Neutra si [H3O+] = [OH-] Básica si [H3O+] < [OH-]

14 La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua” El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2 En el caso del agua pura: ———– H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

15 Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7
CONCEPTO DE PH. El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1. Por tanto, [H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 ) Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = moles2 L-2 y en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7 El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones [H3O+] > [OH-] Disolución ácida [H3O+] > 10-7 mol L-1 pH < 7 [H3O+] = [OH-] Disolución neutra [H3O+ ]= 10-7 mol L-1 pH = 7 [H3O+] < [OH-] Disolución básica [H3O+] < 10-7 mol L-1 pH > 7

16 Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Cerveza Agua destilada Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

17 CONCEPTO DE pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: KW –14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ ,5 · 10–13 M pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

18 EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE.
Conocida la Kb para una base se puede calcular la Ka de su ácido conjugado Ka = [A-][H3O+] [AH] AH + H2O A- + H3O+ Kb = [AH][OH-] [A-] A- + H2O (l) AH + OH- Multiplicando ambas expresiones y simplificando [AH][OH-] [A-] Ka Kb = [A-] [H3O+] [AH] = [H3O+][OH-] = Kw Por tanto conocido el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka Kb Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio Kc = Ka (ácido1) Kb (ácido2) ácido 1 + base base 1 + ácido 2 Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2)  Kc será muy grande Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2)  Kc será muy pequeña Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor Ka) sea el que ceda el protón

19 constante de  disociación (K acidez)
En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O  A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+ Kc = ——————  Kc · H2O = —————— HA · H2O HA constante de  disociación (K acidez) Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

20 constante de disociación (K basicidad)
En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O  BH+ + OH– BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = ——————  Kc x H2O = —————— B x H2O B constante de disociación (K basicidad) Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

21 Equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH– conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Equilibrio: NH3 + H2O  NH OH– conc. in.(mol/l): 0, conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 ,2 – x De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = ,28

22 KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que: -Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. -Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh). Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH– KW –14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka ,9 x 10–10 M

23 Relación entre la constante y el grado de disociación “”
El grado de disociación mide la proporción entre lo que disocia de una sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma. En la disociación de un ácido o una base Igualmente: En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),  se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 ) De donde:

24 Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS. Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón  un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico Ka1 = = 4,5 10-7 Ka2 = = 5, Ka1 es mayor que Ka2, en un factor comprendido entre 104 y 105. Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón, (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra, que a una especie cargada negativamente

25 La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua
HIDRÓLISIS DE CATIONES Y ANIONES. La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua Cualquier catión cuya base conjugada sea débil, tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza soltando protones y dando pH ácido Hay cationes que son ácidos de Brönsted, capaces de ceder un protón, como las sales de amonio, donde el catión es el Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na+, Ca2+, K+, etc.)

26 La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua
Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza dando iones OH- generando pH básico Al disolver KCN, se libera el ion CN- ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H+ Al disolver KCl en H2O se libera el ion Cl- (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H+ del agua Reacción desplazada a la izquierda; las moléculas del HCl ceden un H+ a los OH- Los aniones de los ácidos fuertes son bases débiles por lo que no reaccionan con agua Cl-, Br-, I-, ,

27 TIPOS DE HIDRÓLISIS. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

28 CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
Sal procedente de ácido débil y base fuerte por ejemplo: CH3–COO–Na+ SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica). Sales procedentes de ácido fuerte y base débil ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

29 Sales procedentes de ácido débil y base débil por ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+) En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base. Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO3 o CaCl2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras (pH = 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na2CO3 o KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH- sus disoluciones son básicas (pH >7) Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH4NO3 o FeCl3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H3O+sus disoluciones son ácidas (pH > 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo: NH4CN o CaCl2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

30 EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD.
Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base Un ejemplo: CaCl2 + 2 H2O Ca(OH) HCl 2 moles HCl 1 mol Ca(OH)2 2 eq HCl 2 eq Ca(OH)2 = 1 eq HCl : 1 eq Ca(OH)2 Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad Valencia (v) para un ácido, el número de H+ que cede por molécula Valencia (v) para una base, el número de H+ que reacciona con cada molécula número de eq = número de moles .valencia N = M · v

31 VALORACIONES ÁCIDO-BASE
La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución, conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base. Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH- + H+ = H2O) Instante definido como punto de equivalencia Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador ácido base, que avisa, cambiando de color, cuando se ha completado la reacción

32 INDICADORES DE pH (ácido- base)
Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado HIn (aq) + H2O (l) Forma ácida (color 1) In- (aq) + H3O+ (aq) Forma básica (color 2) La constante de acidez del indicador es: KIn = [In-] [H3O+] [HIn] [In-] [H3O+] KIn Þ = Con esta expresión se puede interpretar el “color” que presentará el indicador según el pH de la disolución. Así se tiene que cuando la concentración de H3O+ : Sea mayor que K In pH << pK In [HIn] >> [In-]  Color de la forma ácida Sea menor que K In pH >> pK In [HIn] << [In-]  Color de la forma básica Sea igual que K In pH = pK In [HIn] = [In-]  Color intermedio

33 EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE Rango pH de cambio color
El indicador elegido debe tener el punto final próximo al punto de equivalencia de la valoración: p K In = pH EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE Nombre del indicador Azul de timol Naranja de metilo Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Fenolftaleína Alizarina pKin Color forma ácida Color forma básica Rango pH de cambio color Rojo Amarillo Incoloro Amarillo Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,2-4,2 4,8-6,0 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7 El pKIn, debe diferir del valor del pH en el punto de equivalencia en más/menos una unidad: pKIn  pH ( punto de equivalencia) ± 1

34 Zona de viraje fenolftaleína
V NaOH(ml) pH Zona de viraje fenolftaleína Na Va = Nb Vb En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización.

35 El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7

36 LA LLUVIA ÁCIDA. Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO2: 4 FeS2 (s) + 11O2 (g) Fe2O3 (s) + 8SO2 (g) El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l) El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+