Reacciones de transferencia de protones

Transcripción

1 Reacciones de transferencia de protones

2 4. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el ph de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas. Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones como ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio, indicando cuando se realizan aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO 3, NaClO, CH 3 COONa, KCN, NH 4 Cl) comprobándolo experimentalmente. Así mismo se evaluará si calculan el ph en disoluciones de ácidos fuertes (HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3 ), ácidos débiles (CH 3 COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH) 2 ) y bases débiles (NH 3 ). También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base (HCl + NaOH; CH 3 COOH + NaOH; HCl + NH 3 ) eligiendo el indicador más adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente. Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los distintos ámbitos de la química y en la vida cotidiana (antiácidos base como bicarbonato de sodio para evitar la acidez de estómago), limpiadores,(bases como el amoniaco, jabones ), así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la composición de alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio- y explica cualitativamente su funcionamiento en el control del ph). Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos industriales en suelos, acuíferos y aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para

3 ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H +. BASE es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones OH - (Arrhenius)(hidróxidos) BASE es toda especie capaz de aceptar un protón Teoría de Brönsted y Lowry NH 3,Ac -, CO 3 2-,RNH 2 Recuerda que al escribir la reacción de una base lleve o no iones OH- en la molécula en el 2º miembro de la ecuación deben aparecer OH - NaOH Na + + OH - NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH -

4 ácidos fuertes (HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3 ), ácidos débiles (CH 3 COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH) 2 ) y bases débiles (NH 3 ). Cuál es la base conjugada del ácido.. Cuál es el ácido conjugado de la base NH 3 Cómo es el ph de estas sales? NaCl, KNO 3, NaClO, CH 3 COONa, KCN, NH 4 Cl)

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6 Fuerza de los ácidos. ácidos fuertes Si llamamos c 0 a la concentración inicial de ácido: HCl aq H2O l Cl aq H3O aq HA + H 2 O A - + H 3 O + Inicio c HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3 Final 0 c 0 c 0 ácidos débiles HA + H 2 O A- + H 3 O + Inicio c Final c 0 (1-α) c 0 - x C 0 α x C 0 α x CH 3 COOH, HCN K a = [A - ][H 3 O + ] [AH] eq Recuerda: grado de disociación

7 ph log [H O ] 3 poh log [OH ] K w = H 3 O + OH = M 2

8 Ejemplo PAU Se dispone en el laboratorio de 1,00 L de disolución acuosa de ácido acético (CH 3 COOH) 0,5M (constante de acidez 1, Calcule el grado de disociación del ácido acético, la concentración de las especies presentes y el ph de la disolución. (1,50 puntos) ii. Otra disolución del laboratorio se obtuvo por dilución de la anterior pero quien la preparó no recuerda la cantidad de agua que añadió a la disolución 0,5M. Para averiguarlo midió el ph de la disolución diluida que resultó ser 3,00. cuál es la concentración de la disolución diluida? (1,00 punto)

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10 Ejemplo PAU

11 Ejemplo: El ph de una disolución acuosa es 12,6. Cual será la OH y el poh a la temperatura de 25ºC? ph = log H 3 O + = 12,6, de donde se deduce que: H 3 O + = 10 ph = 10 12,6 M = 2, M Como K w = H 3 O + OH = M 2 entonces: K W M 2 OH = = = 0,04 M H 3 O + 2, M poh = log OH = log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como ph + poh = 12,6 + 1,4 = 14

12 Ejemplo: Determinar el ph y el poh de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1, M Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 x x x NH + 4 x OH x 2 K b = = = 1,8 x 10 5 M NH 3 0,2 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 = 11,28

13 Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los ph de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. a) Acetato potásico: ph básico, ya que CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH por ser el ác. acetico débil, mientras que el K + no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. b) nitrato sódico: ph neutro, ya que ni el anión NO 3 ni el catión Na + reaccionan con agua por proceder el primero del HNO 3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.

14 Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los ph de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. c) Sulfato amónico: ph ácido, ya que NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + por ser el amoniaco débil, mientras que el SO 4 no reacciona con agua por ser el H 2 SO 4 ácido fuerte. d) hidróxido de bario: ph básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)

15 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. VER problemas de PAU resueltos En particular el nº 1 de la opción B de 2010 Junio FE. La mezcla de un ácido fuerte y una base fuerte sólo tiene ph 7 en el punto de equivalencia

16 Algunos indicadores de ph Indicador Violeta de metilo Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (ph) Amarillo Violeta 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

17 Variación del ph al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl a una disolución amortiguadora

18 Reacciones de transferencias de electrones

19 5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis. Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O 2, Cl 2, Cu 2+, Ag +, NO 3, CrO 4, Cr 2 O 7, MnO 4 ) y los reductores (C, S, H 2, Zn, Mg, Fe 2+, Sn 2+, Cu +,: NO, SO 3, C 2 O 4, CO, NO, SO 2 ), y las aplican a la resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

20 También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras ( metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO 3 metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO 4 También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias. Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.

21 los oxidantes O 2, Cl 2, Cu 2+, Ag +, NO 3, CrO 4, Cr 2 O 7, MnO 4 los reductores C, S, H 2, Zn, Mg, Fe 2+, Sn 2+, Cu +,: NO, SO 3, C 2 O 4, CO, NO, SO 2

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24 OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación Cu Cu e REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación Ag + + 1e Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

25 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnO 4 K + + MnO 4 H 2 SO 4 2 H + + SO 4 KI K + +I MnSO 4 Mn 2+ + SO 4 K 2 SO 4 2K + + SO 4 I 2 y H 2 O están sin disociar.

26 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: Oxidación: 2 I I 2 + 2e Reducción: MnO H + + 5e Mn H 2 O

27 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 5 x (2 I I 2 + 2e ) Red.: 2 x (MnO H + + 5e Reacción global: Mn H 2 O 10 I + 2 MnO 4 5 I Mn H 2 O + 16 H e + 10 e

28 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO H 2 SO KI 2 MnSO I K 2 SO H 2 O La 6 moléculas de K 2 SO 4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

29 Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr 2 (SO 4 ) 3 2Cr SO 4 KClO 3 K + +ClO 3 KOH K + + OH K 2 CrO 4 2 K + + CrO 4 KCl K + + Cl K 2 SO 4 2K + + SO 4 H 2 O está sin disociar.

30 Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: Oxidación: Cr OH CrO H 2 O + 3e Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 4 provienen de los OH existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H 2 O junto con todos los átomos de H. Cr H 2 O CrO H + + 3e Sumamos 8 OH - a los dos miembros Cr H 2 O + 8 OH - CrO H OH - 3e Cr OH CrO H 2 O + 3e Se observa que sale lo mismo Reducción: ClO H 2 O + 6e Cl + 6 OH Se precisan tantas moléculas de H 2 O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

31 Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 2 x (Cr OH CrO H 2 O + 3e ) Red.: ClO H 2 O + 6e Cl + 6 OH Reacción global: 2 Cr OH + ClO 3 2 CrO H 2 O + 3 H 2 O + 6 e + 6 e + Cl + 6 OH 2 Cr OH + ClO 3 2 CrO H 2 O + Cl

32 Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr 2 (SO 4 ) KOH + 1 KClO 3 2 K 2 CrO H 2 O + 1 KCl + 3 K 2 SO 4 La 3 moléculas de K 2 SO 4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

33 Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K -1 mol -1. a) Oxidación: (2 Cl 2 e Cl 2 ) 5 Reducción: (MnO H e Mn H 2 O) 2 R. global: 2 MnO H Cl 2 Mn Cl 2 2 KMnO HCl 2 MnCl H 2 O + 5 Cl 2 +2 KCl 100 g de KMnO 4.(1 mol/158 g de KMnO4). (5 moles de Cl 2 /2 moles de KMnO 4).(22,4 l de Cl 2 en C.N./1 mol de Cl 2 = 35,44 L

34 Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad) Reacciones espontáneas: G<0 Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química: Pilas voltaicas (Cuba electroquímica) Reacciones no espontáneas: G>0 Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada: Electrólisis (Cuba electrolítica)

35 Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

36 Pilas con hidrógeno

37 Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl 2 (g) + 2 I (aq) 2Cl (aq) + I 2 (s) La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones: Red. (cátodo): Cl 2 (g) + 2e 2Cl (aq) Oxid. (ánodo): 2 I (aq) I 2 (s) + 2e Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que E pila > 0: E pila = E catodo E ánodo = V 0 54 V = V > 0 luego es espontánea (las moléculas de Cl 2 tienen más tendencia a reducirse que las de I 2 ). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)

38 Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO 3 ) 2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO 3. Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los 2,37 V del Mg. Red. (cátodo): Ag + (aq) + 1e Ag(s) Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2e E pila = E catodo E ánodo = +0,80 V ( 2,37 V) E pila = 3,17 V

39 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Las masas atómicas son dato del problemas Ag e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag Cu e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu (O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu) Al e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, a una masa de (M at /n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida). Con C se depositan ( Mat/n) gramos Con I.t C se depositarán m (g) m( g) M I t M I t eq at nº e 96500

40 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Con C se depositan ( M at /n) gramos Con I.t C se depositarán m (g) m( g) M I t M I t eq at nº e 96500

41 Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = C eq -1 a) Cu e Cu ; Al e Al b) M eq I t (63,5/2) g/eq 4 A 4200 s m (Cu) = = = 5,53 g C/eq C/eq M eq I t (27,0/3) g/eq 4 A 4200 s m (Al) = = = 1,57 g C/eq C/eq