Reacciones de transferencia de protones

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1 Reacciones de transferencia de protones Electrolito Es toda sustancia que, disuelta en agua, hace que la disolución conduzca la electricidad. Se debe a que el electrolito se disocia en iones: AB A + (aq) + B (aq) Definición de ácidobase según la teoría de Arrhenius Ácido: Sustancia que disuelta en agua cede protones H +, que se unen al agua formando iones oxonio (H 3 O + ). HA + H 2 O Ejemplo: HF + H 2 O A (ac) + H 3 O + (ac) F (ac) + H 3 O + (ac) Base: Sustancia que disuelta en agua cede iones hidroxilo (OH ). BOH + H 2 O B + (ac) + OH (ac) Ejemplo: NaOH + H 2 O Na + (ac) + OH (ac) Definición de ácidobase según la teoría de BrønstedLowry Ácido: Sustancia que disuelta en agua cede protones H +. HA + H 2 O A (ac) + H 3 O + (ac) Base: Sustancia que disuelta en agua acepta protones. B + H 2 O BH + (ac) + OH (ac) Ejemplo: NH 3 + H 2 O Consecuencias de la teoría de BrønstedLowry NH 4 + (ac) + OH (ac) F + H 2 O HF (ac) + OH (ac) 1. Reversibilidad de la transferencia de protones. Cuando HA cede protones, el ion A que se obtiene es capaz de aceptar un H + comportándose como una base, que se conoce con el nombre de base conjugada del ácido HA. (HA/A ). HA + H 2 O A (ac) + H 3 O + (ac) ácido base base conjugada ácido conjugado B + H 2 O BH + (ac) + OH (ac) base ácido ácido conjugado base conjugada 2. Para que un ácido se manifieste es necesario que se encuentre en presencia de una base distinta de su base conjugada. Las reacciones ácidobase son equilibrios de este tipo. HA + B A (ac) + BH + (ac) 3. Sustancias anfóteras. Son sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases dependiendo de la sustancia a la que se enfrente. Ejemplos: HSO 4, HS, H 2 O, etc. HSO 4 + H 2 O SO 2 4 (ac) + H 3 O + (ac) ácido base base conjugada ácido conjugado HSO 4 + H 2 O H 2 SO 4 (ac) + OH (ac) base ácido ácido conjugado base conjugada Página 1

2 Definición de ácidobase según la teoría de Lewis Ácido: sustancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par o varios pares de electrones para formar un enlace covalente coordinado, debido a la existencia de un orbital vacío en la capa de valencia de ese átomo. Ejemplos: óxidos de los metales, muchos cationes metálicos sobre todo de elementos de transición Cu 2+, Ni 3+, etc. Base: sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de electrones para formar un enlace covalente. Ejemplo: :NH 3. Es una teoría más general que las anteriores que extiende el concepto de ácidobase a reacciones que no ocurren en disolución acuosa. Por ejemplo: HCl (g) + NH 3 (g) NH 4 Cl (s) La reacción de neutralización en este caso consiste en la formación de un enlace covalente coordinado. Ionización del agua El equilibrio de ionización del agua justifica su pequeña conductividad, que se pone de manifiesto con aparatos muy precisos, y se refleja en la siguiente reacción: H 2 O + H 2 O H 3 O + (ac) + OH (ac) base ácido ácido conjugado base conjugada Aplicando la ley de acción de masas: K w = producto iónico del agua = a 25 ºC. En una disolución neutra: [H 3 O + ] = [OH ] = 10 7 M. En una disolución ácida, predominan los protones: [H 3 O + ] > 10 7 M y [OH ] < 10 7 M. En una disolución básica, predominan los OH : [H 3 O + ] < 10 7 M y [OH ] > 10 7 M. Escala de ph Con objeto de evitar las potencias negativas de 10, Sørensen propuso una notación para medir las concentraciones de H 3 O + y OH en disolución acuosa. Esta notación en escala logarítmica decimal se denomina como ph y poh respectivamente. Tomando log en la fórmula de K w : se obtiene: Disolución neutra Disolución ácida Disolución básica [H 3 O + ] 10 7 M > 10 7 M < 10 7 M ph 7 < 7 > 7 [OH ] 10 7 M < 10 7 M > 10 7 M poh 7 > 7 < 7 Página 2

3 Fuerza Fuerza Ácidos y Bases Química 2º Fuerza relativa de ácidos y bases La medida cuantitativa de la fuerza de un ácido o de una base se expresa mediante el valor de la constante de equilibrio obtenido al reaccionar el ácido o la base con el agua. HA + H 2 O A + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH K a y K b son respectivamente las constantes de ionización o de disociación del ácido y de la base, si sus valores son elevados se trata en ambos casos de electrolitos fuertes y su disociación es prácticamente completa. Por ejemplo: HCl + H 2 O Cl + H 3 O + NaOH + H 2 O Na + + OH Ácidos y bases de uso frecuente Ácidos fuertes Bases fuertes Ácido débil Aniónbase fuerte HA A K a HClO 4 CsOH H 2 SO 3 HSO 3 1, HI RbOH HSO 4 2 SO 4 1, HBr KOH H 3 PO 4 H 2 PO 4 1, H 2 SO 4 NaOH H 3 AsO 4 H 2 AsO 4 5, HCl Ba(OH) 2 HF F 7, HNO 3 Sr(OH) 2 HNO 2 NO 2 4, HOOCCOOH Ca(OH) 2 HOOCCOO OOCCOO 6, HIO 3 CH 3 COOH CH 3 COO 1, H 2 CrO 4 HSO 3 2 SO 3 5, HCrO 4 2 CrO 4 3, H 2 CO 3 HCO 3 3, H 2 AsO 4 2 HAsO 4 1, H 2 S HS 9, H 2 PO 4 2 HPO 4 7, HClO ClO 1, HCN CN 7, H 3 BO 3 H 2 BO 3 6, HCO 3 2 CO 3 6, HAsO 4 3 AsO 4 3, HPO 4 3 PO 4 5, HS S 2 1, Base débil Catiónácido fuerte K b NH 4 OH + NH 4 1, Relación entre las constantes de los pares ácidobase conjugados Las constantes de un ácido y su base conjugada son: HA + H 2 O A + H 3 O + A + H 2 O HA + OH Página 3

4 Si multiplicamos ambas constantes: Por tanto: Si un ácido fuerte tiene un valor elevado de K a, su base conjugada tiene un valor pequeño de K b y es por tanto una base débil. La notación logarítmica se aplica también a las constantes de equilibrio Ácidos polipróticos Son los ácidos que pueden ceder más de un protón. Estos ácidos no ceden de forma simultánea y con la misma facilidad todos sus protones Ej. H 3 PO 4 (ácido fosfórico) experimenta tres disociaciones sucesivas, cada una con un valor distinto de constante de disociación. K 1 > K 2 > K 3. H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + K a1 = 1, H 2 PO 4 + H 2 O 2 HPO 4 + H 3 O + K a2 = 7, HPO 4 + H 2 O 3 PO 4 + H 3 O + K a3 = 5, Hidrólisis Es la reacción que pueden manifestar los dos iones de una sal o uno de ellos con el agua. Los iones que reaccionan con el agua son los que provienen de ácidos o bases débiles, sin embargo no reaccionan cuando provienen de ácidos o bases fuertes. Según se produzca o no la reacción de hidrólisis tendremos un ph ácido, básico o neutro en la disolución acuosa de la sal. Se pueden presentar cuatro casos: Sal procedente de ácido fuerte y base fuerte NaCl Na + + Cl El Na + es un ácido muy débil y el Cl una base muy débil. Ninguno de los dos se hidroliza. La disolución es neutra, ph = 7. Sal procedente de ácido débil y base fuerte CH 3 COONa CH 3 COO + Na + El Na + es un ácido muy débil y no se hidroliza. El CH 3 COO sí se hidroliza: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH La disolución es básica, ph > 7. Sal procedente de ácido fuerte y base débil NH 4 Cl NH Cl El Cl una base muy débil y no se hidroliza. El NH 4 + sí se hidroliza: NH H 2 O NH 3 + H 3 O + La disolución es ácida, ph < 7. Página 4

5 Sal procedente de ácido débil y base débil NH 4 Ac NH Ac Tanto el NH + 4 como el Ac se hidrolizan: Ac + H 2 O AcH + OH NH H 2 O NH 3 + H 3 O + La disolución será ácida, básica o neutra según predomine la hidrólisis del catión o la del anión. En el caso particular del acetato amónico, como el ácido acético y el amoniaco tienen la misma constante de disociación, la disolución sería neutra. Cálculo de phs Disolución de ácido fuerte Disolución de base fuerte HCl + H 2 O Cl (ac) + H 3 O + (ac) Inicio: c Equilibrio: 0 c 0 c 0 NaOH + H 2 O Na + (ac) + OH (ac) Inicio: c Equilibrio: 0 c 0 c 0 Mezcla de ácido fuerte y base fuerte Supongamos que se mezcla un volumen V a de HCl de molaridad M a con un volumen V b de NaOH de molaridad M b. Puesto que ambas sustancias se disocian totalmente: Los protones y los oxhidrilos reaccionarán entre sí para dar agua y finalmente quedará la cantidad que esté en exceso de una de las dos. Supongamos que los protones están en exceso, entonces: Si estuvieran en exceso los hidroxilos: Disolución de ácido débil Otra forma: AcH + H 2 O Ac (ac) + H 3 O + (ac) Inicio: c Equilibrio: c 0 (1α) c 0 α c 0 α Página 5

6 Disolución de base débil Otra forma: NH 3 + H 2 O NH 4 + (ac) + OH (ac) Inicio: c Equilibrio: c 0 (1α) c 0 α c 0 α Volumetrías de neutralización: reacciones entre un ácido y una base. Ácido + Base Sal + Agua En el punto de neutralización se cumple: Formulario: nº de moles nº de equivalentes Peso equivalente Valencia Molaridad Normalidad Indicadores Son colorantes, ácidos orgánicos débiles, que presentan distinto color según el ph de la disolución en la que se encuentren. InH + H 2 O In (ac) + H 3 O + (ac) Forma ácida Forma básica color 1 color 2 En la disolución existen InH e In predominando una u otra dependiendo del ph de la disolución en la que se encuentren: Disolución ácida: exceso de iones H 3 O +, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda apareciendo el color 1 en la disolución. Disolución básica: exceso de iones OH, estos reaccionan con los iones H 3 O + desplazándose el equilibrio hacia la derecha apareciendo el color 2 en la disolución. El ojo humano sólo aprecia el predominio de un color sobre otro cuando la concentración de una de las formas del indicador es 10 veces la concentración de la otra, cuando se alcanza Página 6

7 esta relación se aprecia un color sobre el otro. El cálculo del ph al que se produce el viraje se determina a partir de la relación de 10 veces la concentración de una de las formas con respecto a la otra. El intervalo de viraje depende del indicador, un buen indicador debe tener una zona de viraje pequeña y además presentar diferencias de color acusadas entre InH y In. Indicadores ácidobase Indicador Viraje Color en solución Color en solución a ph acida alcalina Color en el viraje Azul de bromofenol 4 Amarillo Azul Violetaazulado Amarillo de metilo 4 Rojo Amarillo Naranjaamarillento Heliatina (Naranja de metilo) 4 Rojo Amarillo Naranja Rojo de metilo 5 Rojo Amarillo Rojoamarillento Púrpura de bromocresol 6 Amarillo Azul Verdepúrpura Azul de bromotimol 7 Amarillo Azul Verde Rojo de cresol 8 Amarillo Rojo Rojo Fenolftaleína 9 Incoloro Rojo Rosapálido Azul de timol 9 Amarillo Azul Azulviolado Timolftalcina 10 Incoloro Azul Azul débil Volumetrías de neutralización. Es una técnica analítica que permite calcular la concentración de un ácido (o de una base), a partir del volumen necesario para la neutralización de una disolución básica (o ácida) de concentración conocida que recibe el nombre de disolución patrón. A partir de la relación entre el número de moles de ácido y de base para que se produzca la reacción se determina la concentración, en este caso, del ácido simplemente a partir del volumen de la disolución de base necesario. Al seguir paso a paso la valoración de un ácido con una base y representar gráficamente el ph de la disolución en función del volumen añadido de base, obtenemos una curva en la que se aprecia que en las proximidades del punto de equivalencia se produce un salto brusco de ph: Página 7

8 14 12 ph fenolftaleína tornasol rojo de metilo ml de NaOH añadidos Variación de ph en una valoración de 50 ml de HCl 0,1 M con una disolución 0,1 M de NaOH e intervalos de viraje de algunos indicadores. Página 8

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