DISOCIACIÓN IÓNICA ACIDOS - BASES

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1 DISOCIACIÓN IÓNICA ACIDOS - BASES

2 1.- Características de ácidos y bases Contenidos 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius. Disociación. Neutralización 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. Ácidos y bases conjugadas 2.3. Teoría de Lewis 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de ph y poh. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 5.- Hidrólisis de sales. 6.- Indicadores de ácido-base. 7.- Valoraciones ácido-base. Neutralización

3 1.- Características ÁCIDOS: Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Reaccionan con ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

4 2.1. Definición de Arrhenius ÁCIDO: Sustancia que en solución acuosa se disocia dando iones H +. BASE: Sustancia que en solución acuosa se disocia dando iones OH.

5 Disociación ÁCIDOS: HA (en solución acuosa) H + + A Ejemplos: HCl (en solución acuosa) H + + Cl H 2 SO 4 (en solución acuosa) 2 H + + SO 2 4 BASES: BOH (en solución acuosa) B + + OH Ejemplo: NaOH (en solución acuosa) Na + + OH

6 Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH H 2 O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en solución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl H 2 O + NaCl (Na + + Cl )

7 Neutralización HCl + NaOH NaCl + H 2 O H + Cl - + Na + OH - Na + Cl - + H 2 O H + + OH - 1 mol 1 mol H 2 O

8 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: Sustancia que en solución cede H +. BASES: Sustancia que en solución acepta H +.

9 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. H + ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A ) + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) + H + H +

10 Ejemplos de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) 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 4+ + 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)

11 ÁCIDOS: 2.3.Teoría de Lewis Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado. BASES: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.

12 Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H + va a aceptar un par de electrones del H 2 O formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ). NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4+ + OH En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH 4+ ).

13 Teoría de Lewis De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl 3 pueden actuar como ácidos: AlCl 3 + :NH 3 Cl 3 Al:NH 3 Cl H Cl H Cl Al + : N H Cl Al N H Cl H Cl H

14 3.- Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH (ac) [H 3 O + ] [OH ] K c = [H 2 O] 2 Como [H 2 O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c [H 2 O] Kw = [ H3O ] [ OH ] K W = conocido como producto iónico del agua

15 Producto iónico del agua

16 Concepto de ph. El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = M 2 En el caso del agua pura: [H 3 O + ] = [OH ] = M 2 = M Se denomina ph a: + ph = log [H O ] Y para el caso de agua pura, [H 3 O + ]= M: ph = log = 7 [H 3 O + ] = 10 ph 3

17 Concepto de poh. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de ph: poh = log [OH ] Como K w = [H 3 O + ] [OH ] = M 2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: ph + poh = 14 para una temperatura de 25ºC.

18 Gráfica de ph en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO Jugo de limón Leche Cerveza Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

19 Tipos de soluciones Ácidas: [H 3 O + ] > 10 7 M ph < 7 Básicas: [H 3 O + ] < 10 7 M ph > 7 Neutras: [H 3 O + ] = 10 7 M ph = 7 En todos los casos: K w = [H 3 O + ] [OH ] luego si [H 3 O + ] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH ] debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo M 2

20 4.- Fuerza de ácidos y bases Electrolitos fuertes: : ( )( Están n totalmente disociados en agua Ejemplos: HCl (ac) Cl + H+ NaOH (ac) Na+ + + OH Electrolitos débilesd biles: Están n parcialmente disociados en agua Ejemplos: CH 3 COOH (ac) CH 3 COO + H + NH 3 (ac)) + H 2 O NH OH

21 4.- Fuerza de ácidos. En soluciones acuosas diluidas ([H 2 O] constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O A + H 3 O + [A ] [H 3 O + ] [A ] [H 3 O + ] K c = K c [H 2 O] = [HA] [H 2 O] [HA] + [ A ] [ H3O ] KC [ H2O] = = K [ HA] a constante de disociación (Ka acido)

22 4.- Fuerza de ácidos Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: K a > 100 ácido fuerte, totalmentedisociado K a < 1 ácido débil, parcialmente disociado Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1, M

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24 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + HCO 3 + H 2 O CO H 3 O + [HCO 3 ] [H 3 O + ] [CO 3 2 ] [H 3 O + ] K a1 = K a2 = [H 2 CO 3 ] [HCO 3 ] K a1 = 4, M K a2 = 5, M Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

25 Ejemplo: las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka 1 = 7,5 x 10 3 Ka 2 = 6,2 x 10 8 Ka 3 = 2,2 x Equilibrio 1: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + [H 2 PO 4 ].[H 3 O + ] Ka 1 = = 7,5 x 10 3 [H 3 PO 4 ] Equilibrio 2: H 2 PO 4 + H 2 O HPO H 3 O + [HPO 2 4 ].[H 3 O + ] Ka 2 = = 6,2 x 10 8 [H 2 PO 4 ] Equilibrio 3: HPO H 2 O PO H 3 O + [PO 3 4 ].[H 3 O + ] Ka 3 = = 2,2 x 10 [HPO 2 4 ] 13

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27 4.- Fuerza de bases. En soluciones acuosas diluidas ([H 2 O] constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O BH + + OH [BH + ] x [OH ] [BH + ] x [OH ] K c = [B] x [H 2 O] K c x [H 2 O] = [B] + [ BH ] [ OH ] KC [ H2O] = = K [ B] b (K base)

28 Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O A + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A + H 2 O HA + OH [A ] x [H 3 O + ] [HA] x [OH ] K a = ; K b = [HA] [A ] [A ] x [H 3 O + ] x [HA] x [OH ] K a x K b = [HA] x [A ] = K W K a x K b = K w Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. Si una base es fuerte su ácido conjugado es fuerte. Si una base es débil su ácido conjugado es débil.

29 1.- Características de ácidos y bases Contenidos 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius. Disociación. Neutralización 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. Ácidos y bases conjugadas 2.3. Teoría de Lewis 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de ph y poh. 4.- Fuerza de ácidos y bases. 5.- Hidrólisis de sales. 6.- Indicadores de ácido-base. 7.- Valoraciones ácido-base. Neutralización

30 5.- Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida NH 4 Cl + H 2 O Cl - + NH 3 + H 3 O + NH4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + Hidrólisis básica CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + Na + OH CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH

31 Tipos de hidrólisis Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl no se hidrolizan. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Hidrólisis básica Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Hidrólisis ácida Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN Hidrólisis básica o ácida

32 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS Ejemplo: NaCl ya que la sal se disuelve. Na + Cl - Na + (ac) + Cl- (ac)

33 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA Ejemplo: CH 3 COONa ya que el Na + no reacciona con agua, pero el CH 3 COO si reacciona con el agua: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + H O H+ H OH lo que provoca que el ph > 7

34 Sales procedentes de base débil y ácido fuerte SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA Ejemplo: NH 4 Cl ya que el Cl - no reacciona con agua, pero el NH 4+ si reacciona con el agua: Ejemplo: NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + H+ H O H lo que provoca que el ph < 7

35 Sales procedentes de ácido débil y base débil. SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA O ÁCIDA Se debe comparar las constantes de la base y del ácido: Ka > Kb Hidólisis ácida Kb > Ka Hidrólisis básica Ejemplo: NH 4 CN ya que tanto el NH 4+ como el CN reaccionan con agua. K b = M > K a = 5, M En este caso, la solución es básica

36 Ejercicio: Establezca si los ph de las soluciones de las siguientes sales que se dan a continuación: serán ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico b) Nitrato sódico.. c) Sulfato de amonio... d) Hidróxido de bario

37 6.- Indicadores de ph (ácido- base) Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H 2 O In + H 3 O + forma ácida forma básica

38 Algunos indicadores de ph Indicador Violeta de metilo Color forma ácida Amarillo Color forma básica Violeta Zona de viraje (ph) 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

39 7.- Valoraciones ácido-base Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

40 Gráfica de valoración de un ácido con NaOH ph Zona de viraje fenolftaleína V NaOH(ml)

41 Valoraciones ácido-base V ácido x [ácido] x a = V base x [base] x b a: nº de moles de iones H + b: nº de moles de iones OH - V ácido x M ácido = V base x M base

42 Ejemplo: 100 ml de una solución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una solución 2 M de Al(OH) 3 Cuál será la [H 2 SO 4 ]? 3 H 2 SO Al(OH) 3 3 SO Al H 2 O 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M ácido x 2 25 ml x 2 M x 3 M ácido = = 0,75 M 100 ml x 2 [H 2 SO 4 ] = 0,75 M

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