ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS

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1 ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones de hidrógeno, H +, o protones. HA + H 2 O A -- + H + Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH. BOH + H 2 O B + + OH Reacción de neutralización: consiste en la reacción completa de un ácido y una base con formación de una sal y agua. Esta teoría tiene limitaciones: Muchas sustancias se comportan como ácido o base en ausencia de agua. Muchas sustancias tienen carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como sucede con los óxidos ácidos (CO 2, SO 3 ) y muchas sustancias tienen carácter básico sin contener iones OH, como el amoniaco, NH 3, o ciertas sales Na 2 CO 3 y NaHCO 3. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ion H +, es decir un protón, a otra sustancia. HA + H 2 O A -- + H 3 O + (ion oxonio o hidronio) Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ión H + de otra sustancia. B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH (aq) Reacción acido-base: consiste en la transferencia de un protón H + desde un ácido a una base. Sustancias anfóteras: sustancias que pueden actuar como ácido o como base dependiendo de la sustancia con la que reaccionan. Par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y ácido conjugado. Ácido + Base Base conjugada del ácido + ácido conjugado de la base Ejemplos: Acido 1 + Base 2 Acido 2 + Base 1 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl H 2 O + NH 3 NH OH HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO H 2 O + CO 3 HCO 3 + OH Reacción de neutralización: consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.

2 COMPARACIÓN CON LAS DEFINICIONES DE ARRHENIUS Las definiciones de B-L no se limitan solo a las disoluciones acuosas y son válidas para cualquier disolvente. B-L permite incluir como bases sustancias que para A no lo eran (porque no tenían OH): NH 3, CO 3 2--, HCO 3, S 2,etc. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA El agua experimenta un proceso de autoionización en el que una molécula actúa como ácido y otra como base, transfiriéndose un protón de una a otra, según la ecuación de equilibrio: H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) Donde la constante de este equilibrio es K w = [H 3 O + ][OH ] = (producto iónico del agua a 25 ºC). DISOLUCIONES ACUOSAS NEUTRAS, ÁCIDAS Y BÁSICAS Disoluciones neutras: Son aquellas disoluciones acuosas que cumplen la siguiente condición: [H 3 O + ] = [OH ] = 10 7 M Disoluciones ácidas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones H 3 O + respecto de los iones OH. Por tanto: [H 3 O + ] > 10 7 M y [OH ] < 10 7 M Disoluciones básicas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones OH respecto de los iones H 3 O +. Por tanto: [H 3 O + ] < 10 7 M y [OH ] > 10 7 M FUERZADE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES Ácidos fuertes: se ionizan o disocian completamente en disoluciones acuosas diluidas, debido a su gran tendencia a ceder iones H +. H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) 2 H + (aq) + SO 4 2 (aq) Son ácidos fuertes : HClO 4 ; HI ; HBr ; HCl ; H 2 SO 4 ; HNO 3 ; HClO 3 La fuerza de los ácidos se relaciona con la propia estructura de su molécula (comprobación experimental) 1. La energía de enlace H X es determinante para justificar la fuerza de los ácidos. Cuanto menor es dicha energía, menos estable es el enlace y con mayor facilidad se cede el ion H + (más fuerte es)( El HI (298,3 KJ/mol) es el más fuerte, y luego HBr(366,1Kj/mol),HCl (431,9Kj/mol)). 2. Electronegatividad: cuanto más electronegativo es el halógeno, más atrae al par electrónico que comparte con el oxigeno unido al H. Al polarizarse más el enlace O H, se ioniza el H con más facilidad y, por lo tanto, es más fuerte.(hclo 4,HBrO 4,HIO 4 ) : Ö: : Ö : X Ö: H : Ö:

3 3. Cuanto mayor es el número de átomos de O alrededor del Cl, mayor es la capacidad de este para polarizar el enlace O H y con más facilidad se cede el ion H + :El ácido es más fuerte (HClO 4 más ácido que el HClO. Ácidos débiles: solo se ionizan parcialmente, a causa de su débil tendencia a ceder iones H +, apareciendo un equilibrio entre moléculas no ionizadas y los iones formados. Son ácidos débiles: ácidos orgánicos (CH 3 COOH, acido acético o etanoico, HCOOH, ác metanoico), HF, HNO 2, HClO, HCN (ác. cianhídrico) Bases fuertes: muestran gran tendencia a recibir H + de los ácidos. Son bases fuertes: LiOH, CsOH, NaOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Rb(OH) 2, Ba(OH) 2.(Alcalinos y alcalinotérreos) Bases débiles: tienen poca tendencia a recibir iones H +, apareciendo un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones formados. Hay muy pocas bases débiles solubles en agua; una de ellas es el amoniaco, NH 3. CONCEPTO DE ph y poh Se utiliza para expresar la acidez o basicidad de una disolución. Se define ph de una disolución como el logaritmo negativo de la expresión numérica de la concentración molar del ion H 3 O +. ph = log[h 3 O + ] Se define poh de una disolución como el logaritmo negativo de la expresión numérica de la concentración molar del ion OH. Y resulta que: poh = log[oh ] ph + poh = 14 Disoluciones neutras ph = 7 Disoluciones ácidas ph < 7 Disoluciones básicas ph > 7 CONSTANTES DE IONIZACIÓN (O DISOCIACIÓN) La mayoría de los ácidos son débiles, es decir, que no se ionizan al 100% sino que lo hacen alcanzando un estado de equilibrio en el que coexisten el ácido sin disociar con los productos de la ionización.. HA + H 2 O A -- + H + Donde la constante de acidez en el equilibrio es: K a = [A ] [H 3 O + ] [HA]

4 Para las bases débiles en el equilibrio la constante de basicidad : K b = [OH ] [BH + ] [BOH] Según la reacción:. BOH + H 2 O B + + OH Relación entre k a y k b : k w = k a k b = Cuanto MAYOR es la k a más FUERTE es el ácido. Cuanto MAYOR es la k b más FUERTE es la base. TIPOS DE EJERCICIOS ÁCIDO Y BASE FUERTE: Cálculo del ph o poh de los ácidos o bases fuertes dadas las concentraciones molares de dichas disoluciones: Si nos dan un ácido fuerte: ph = log (Molaridad del ácido nº de hidrógenos del ácido) ; poh = 14 ph Molaridad del Acido nº H = 10 ph (así podemos calcular la molaridad del Acido) (Si queremos aumentar el ph para disminuir la acidez de la disolución podemos aumentar el volumen manteniendo cte los moles de soluto en la disolución.) Si nos dan una base fuerte: poh = log (Molaridad de la base nº de OH de la base) ; ph = 14 poh Molaridad de la base nºoh = 10 poh (así podemos calcular la molaridad de la base.) (Si queremos aumentar el poh para disminuir la basicidad de la disolución podemos aumentar el volumen manteniendo cte los moles de soluto en la disolución.) ÁCIDO O BASE DEBIL: (Tenemos que hacer la tabla) Dada la reacción: AH A H 3 O + Concentración inicial, c 0 c variación de concentración hasta eq - x +x +x concentración en eq c 0 x x x K a = [A ] [H 3 O + ] = x x [HA] c 0 x

5 Grado de ionización (o disociación): α% = x c ; entonces x = c 0 α AH A H 3 O + Concentración inicial, c 0 c variación de concentración hasta eq - c 0 α + c 0 α +c 0 α concentración en eq c 0 c 0 α= c 0 (1 α) c 0 α c 0 α k a en función del grado de disociación será: K a = [A ] [H 3 O + ] = x x = c 0 α c 0 α [HA] c 0 x = c 2 α 2 0 c 0 (1 α) = c 0 α 2 c 0 (1 α) (1 α) Y si k a es < 10 4 entonces el equilibrio va a estar muy desplazado hacia la izquierda y ( 1 α) 1 (el ácido está muy poco disociado) y por lo tanto k a = c 0 α 2 CASOS CON LOS QUE NOS PODEMOS ENCONTRAR : Que nos den c 0 y k a y nos pidan el ph, entonces, calculamos x y como el ph = -log [H 3 O + ] = log x. Que nos den el ph, entonces, como ph = -log [H 3 O + ] = log x podemos despejar la x y a partir de ahí calcular lo que nos pidan k a o c 0 o α Que nos den k a y α, entonces ponemos k a en función de α y despejamos la c 0 (k a = c 0 α 2 (1 α) ),y con α y c 0 podremos calcular x ( x = c 0 α) y a partir de ahí el ph. RECORDAD: k w = k a k b = REACCIONESDE NEUTRALIZACIÓN: ÁCIDO + BASE SAL + AGUA Ej: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Para las reacciones de neutralización existe una ley experimental que dice: En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización, el número de equivalentes químicos de ácido y de base que han reaccionado son los mismos: nº equivalentes ácido = nº equivalentes base nº equivalentes ácido = nº de moles ácido nº de H + cedidos por molécula de ácido nº equivalentes base= nº de moles base nº de protones captados por la base. Dicho de otra forma: Molaridad ac Volumen ac nº H = Molaridad base Volumen base nº OH

6 SI SE PRODUCE EN LA REACCIÓN UN EXCESO DE ÁCIDO O BASE (esto ocurre cuando nos dan los datos iniciales, M y V, de ambos reactivos, entonces, tenemos que buscar el reactivo que está en exceso para ver si la reacción resultante es ácido o básica.) Si la disolución resultante es ácida: ph = log moles ac en exceso V ác +V base ; poh = 14 ph Si la reacción resultante es básica: poh = log moles base en exceso V ác +V base ; ph = 14 poh HIDRÓLISIS DE LAS SALES: La HIDRÓLISIS DE UNA SAL es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones de la sal con el agua cuando se disuelve en ella. Esto hace que el ph resultante de una disolución de ciertas sales en agua no sea 7, es decir, no sea neutra. Las sales procedentes de base fuerte y ácido fuerte no producen reacción de hidrólisis, por lo que no modifican el ph del agua (ph = 7). La disolución resultante siempre es neutra. La disolución de sales procedentes de base fuerte y ácido débil es básica (ph >7) por reacción de hidrólisis del anión. K h = K w (Cuanto menor sea K K a, es decir, cuanto más a débil sea el ácido, mayor será K h y, por tanto, más básica resultará la disolución). La disolución de sales procedentes de base débil y ácido fuerte es ácida (ph <7) por reacción de hidrólisis del catión. K h = K w (Cuanto menor sea K K b, es decir, cuanto más b débil sea la base, mayor será K h y, por tanto, más ácida resultará la disolución). En las disoluciones acuosas de sales procedentes de base débil y ácido débil se produce hidrólisis ácida del catión e hidrólisis básica del anión.. K h = K w K a K b (donde K a y K b son las ctes de hidrólisis ácida del anión y básica del catión respectivamente. El ph de estas disoluciones depende del valor relativo de K a y K b : o Si K a > K b, el catión se hidroliza más que el anión y el ph < 7 (ácido) o Si K b > K a, el anión se hidroliza más que el catión y el ph > 7 (básico) o Si K a K b, ambos iones están hidrolizados en proporción semejante y el ph 7(neutro) EJEMPLO: Calcula el ph y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de acetato de sodio 0,010 M, sabiendo que la cte de ionización del ácido acético K a = 1, CH 3 COONa H 2 O CH 3 COO (aq) + Na + (aq) El ion CH 3 COO --, al proceder de un ácido debil, manifiesta cierto carácter básico frente al agua; es decir experimenta reacción de hidrólisis. Si llamamos x al número de mol/l de iones de acetato que se hidrolizan, y siendo su concentración igual a la de la sal, 0,010 M, queda:

7 CH 3 COO -- CH 3 COOH OH -- Concentración inicial, c 0 0, variación de concentración hasta eq - x +x +x concentración en eq 0,010 x x x Entonces: K h = [CH 3COOH] [OH ] = K w = 1, = 5,6 x x [CH 3 COO ] K a 1, = ; 0,010 x= 2, mol/l. poh = log [OH ] = log (2, ) = 5,6 ; ph = 14 poh = 8,4 Y el grado de hidrólisis sera: α = x c 0 = 2, (0,024%) 0,010 x x 2 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS Son aquellas que son capaces de mantener su ph prácticamente cte aunque se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base o cuando se diluyen.