Reacciones de transferencia de protones Ácidos y bases

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1 Tema 6 Reacciones de transferencia de protones Ácidos y bases Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante con el de ácidos y bases B. M. Mahan y R. J. Myers Química. Curso Universitario (4ª ed.). 1

2 CONTENIDO 6.1 Definiciones de ácidos y bases Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización, Ka y Kb 6.3 Producto iónico del agua 6.4 Relación entre Ka y Kb 6.5 Concepto de ph 6.6 Estudio cualitativo de la hidrólisis 6.7 Neutralización 6.8 Estequiometría y ph del punto de equivalencia 6.9 Volumetrías de neutralización 6.10 Indicadores ácido-base DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES Definición operacional En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los ácidos y las bases a partir de algunas de sus propiedades. Los ácidos se caracterizan por que: Tienen sabor ácido. Las bases se caracterizan por que: Tienen sabor álcali como la lejía. Enrojecen el papel de tornasol. Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases. Algunos ácidos reaccionan con los metales disolviéndolos. Ponen azul el papel de tornasol enrojecido por los ácidos. Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos. - En disolución acuosa presentan un tacto jabonoso. 2

3 6.1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES 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) 1903 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. [ Svante Arrhenius ( ) Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH 3 líquido, CO 2-3 ) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general 3

4 Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H + CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) ácido base ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado Ventajas * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH 3 NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) Johannes Nicolaus Brønsted ( ) Thomas Martin Lowry ( ) Pág. 185: Ejemplo 1, actividades 1, 2, 3 4

5 6.2 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN, K a y K b 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) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será K a Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO 3, HClO 4, HI, H 2 SO 4 ) se encuentra totalmente disociado (K a >> 1, K a ) Análogamente con las bases: B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será K b Caso extremo: base fuerte (p.ej. Hidróxidos de metales alcalinos y alcalino térreos: NaOH, KOH,...) se encuentra totalmente disociada (K b >> 1, K b ) Pág. 188: actividades 4-6 Pág. 210: actividades 1-4, 6 Pág. 190: ejemplos 2 y 3 5

6 6.3 PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA: Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) A 25ºC, K a = 1, Producto iónico del agua Producto iónico del agua = K w = [H 3 O + ][OH - ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = Agua pura: [H 3 O + ] = [OH - ]= 10-7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH - ] A 25ºC [H 3 O + ] = 10-7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH - ] A 25ºC [H 3 O + ] > 10-7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH - ] A 25ºC [H 3 O + ] < 10-7 Pág. 192: ejemplos 4 y actividades 7 y 8 6

7 6.4 RELACIÓN ENTRE K a YK b En el caso de un par ácido-base conjugado, K a y K b están relacionadas La base conjugada, A -, en presencia de agua capta un protón según el equilibrio: A - (aq) + H 2 O (l) AH (aq) + OH - (aq) Si multiplicamos numerador y denominador por H 3 O + : = fi K w = K a K b K w = K a K b Pág. 194: ejemplo 5, pág. 210: actividad 17 7

8 6.5 CONCEPTO DE ph: Se define ph como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones hidronio. ph = log [H 3 O + ] Se define poh como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones hidroxilo. poh = log [OH - ] 6.5 CONCEPTO DE ph (continuación): Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) ph = log [H 3 O + ] poh = log [OH - ] K w = [H 3 O + ][OH - ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = [Tomando logaritmos y cambiando el signo] log = log [H 3 O + ] log [OH - ] 14 = ph + poh 8

9 Agua pura: [H 3 O + ] = [OH - ] ; [H 3 O + ] = 10-7 ph = 7 [OH - ] = 10-7 poh = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA A 25ºC [H 3 O + ] = [OH - ] ph = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA A 25ºC [H 3 O + ] > [OH - ] ph < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA A 25ºC [H 3 O + ] < [OH - ] ph > 7 ácida Pág : ejemplos 6-10 Pág. 194: actividades 9 y 10 pág 210 actividades: 9-16, 18, básica ph 6.6 ESTUDIO CUALITATIVO DE LA HIDRÓLISIS. Comportamiento ácido base de las sales Neutras Ácidas Básicas Cómo determinarlo de forma cualitativa? 1. Disociar la sal en sus iones 2. Identificar su procedencia 3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar 4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis 9

10 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra Sales procedentes de ácido fuerte y base débil [p.ej.: NH 4 Cl] NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4+ (aq) + Cl - (aq) Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza Procede de una base débil (NH 3 ). Se hidroliza NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Disolución ácida aumenta [H 3 O + ] y el ph será ácido (ph < 7) 10

11 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte [p.ej.: CH 3 COONa] CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Procede de un ácido débil (CH 3 COOH). Se hidroliza CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) se liberan OH - en la disolución Disolución básica Sales procedentes de ácido débil y base débil [p.ej.: NH 4 CN] Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza NH 4 CN (s) H 2 O NH 4+ (aq) + CN - (aq) Procede de una base débil (NH 3 ). Se hidroliza La hidrólisis del catión y del anión da lugar a efectos contrapuestos sobre el equilibrio iónico del agua; en una se liberan H 3 O + yenlaotraoh -. El ph final dependerá de qué hidrólisis sea más intensa y para establecerlo se necesita un análisis cuantitativo, que está fuera del nivel de este curso. pág 200: actividades:

12 6.7 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 disolución inalterados (sal disociada): HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) (Na + + Cl )+ H 2 O Ácido + base sal + H 2 O 6.8 ESTEQUIOMETRÍA Y ph DE EQUIVALENCIA Dependiendo de las cantidades relativas de ácido y de base que intervengan en la reacción se pueden plantear varias situaciones. Cantidades de neutralización Ácido Base Situación final ph Exceso Defecto Disolución ácida < 7 Defecto Exceso Disolución básica > 7 Cantidades estequiométricas Punto de equivalencia Depende Pág : ejemplos 12-14; Pág. 204: actividades 18-21; pág 211 actividades: y 28 12

13 6.9 VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN Cómo podemos determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución? Método más empleado: valoración ácido-base Una disolución que contiene una concentración conocida de base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida. Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se logra la neutralización completa: Punto de equivalencia NO SIGNIFICA QUE EL ph = 7 Cuál es el ph del punto de equivalencia? Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) ph = 7 Si valoro ácido débil con base fuerte ph > 7 Si valoro base débil con ácido fuerte ph < 7 Cómo calcular el ph de ese punto? Con el tratamiento exacto visto en el apartado anterior. Con las curvas de valoración Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado 13

14 Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del ph en función del volumen añadido. Gráfica de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte. Al acercarnos a P equi se produce una disminución brusca del ph. Gráfica de valoración de una ácido débil, CH 3 COOH con una base fuerte, NaOH. 14

15 6.10 INDICADORES Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugadas presentan colores diferentes. HInd (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Ind - (aq) Color A Color B Cuando a una disolución le añadimos un indicador, estarán presentes las dos especies HInd e Ind -. Qué color veré? Si [HInd]/[Ind - ] 10 Color A (predomina forma ácida) Si [HInd]/[Ind - ] 0.1 Color B (predomina forma básica) Si 0.1 [HInd]/[Ind - ] Color mezcla de A y B El cociente depende de la K a y del ph: Si [HInd]/[Ind - ] K Ind ph pk Ind 1 Color A (predomina forma ácida) Si [HInd]/[Ind - ] K Ind ph pk Ind +1 Color B (predomina forma básica) Si 0.1 [HInd]/[Ind - ] pk Ind 1 < ph < pk Ind +1 Mezcla A y B Intervalo de viraje (2 unidades de ph) 15

16 Intervalos de viraje de indicadores Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de ph que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia. p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte 16

17 Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte: Pág. 203: ejemplo 15; actividades: 24 17