I.E.S. Virgen del Puerto Química 2º Bachillerato 2016/2017

Transcripción

1 UD. 6 ÁCIDO-BASE (REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES) 1. INTRODUCCIÓN (Desde la antigüedad, los ácidos y las bases han sido sustancias con aplicaciones tecnológicas importantes. Los primeros se utilizaban en diversos procesos metalúrgicos, mientras que las segundas eran de uso corriente en el curtido de pieles, la limpieza y el lavado de la ropa, la elaboración de tintes y otros muchos procesos. En la Edad Media se desarrollaron mucho las técnicas de destilación, lo que permitió preparar ácidos fuertes como el sulfúrico, el clorhídrico, el nítrico y el agua regia (HNO 3 + HCl). Se conocía la propiedad de estos ácidos de disolver determinados metales. También se mejoraron los procedimientos para preparar diversas bases fuertes, y se empezó a conformar un modelo teórico. En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los ácidos y las bases: Los ácidos se caracterizan por que: Tienen sabor ácido. Enrojecen el papel de tornasol. Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases. Algunos ácidos reaccionan con los metales disolviéndolos. Las bases se caracterizan por que: Tienen sabor álcali como la lejía. En disolución acuosa presentan un tacto jabonoso. Ponen azul el papel de tornasol enrojecido por los ácidos. Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos. ) 2. TEORÍAS ÁCIDO-BASE Durante el desarrollo de la química, se han realizado diversas teorías para explicar el concepto de ácido y base Teoría de Arrhenius A finales del siglo XIX, Svante Arrhenius establece su teoría ácido-base como consecuencia de la conductividad eléctrica de las disolucines acuosas. Así: Ácido: sustancia que en disolución acuosa se disocia y produce H + : AH (ácido) A - + H + Base: sustancia que en disolución acuosa se disocia y produce OH - : BOH (base) B + +OH - En realidad, los iones H + nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unido a una molécula de formándose la especie H 3 O + el ión oxonio. Al reaccionar un ácido con una base se forma sal y agua. Este proceso se denomina neutralización. HCl + NaOH NaCl+H 2 O ácido base sal Esta teoría presenta 2 problemas: Sólo explica el comportamiento ácido-base en disolución acuosa. No explica las propiedades básicas del amoniaco o de los carbonatos. ud. 6 ácido base 1

2 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry Para subsanar las deficiencias de la teoría de Arrhenius, los químicos Brönsted y Lowry, de forma independiente, propusieron en 1923 una nueva teoría que engloba todos los aspectos de la teoría de Arrhenius, elimina la necesidad de una solución acuosa y amplía las sustancias que pueden considerarse ácidas y básicas. Según Brönsted y Lowry: ácido: sustancia (molecular o iónica) que puede ceder iones H + : HSO 4 - SO H + base: sustancia (molecular o iónica) que pueden aceptar H + : NH 3 + NH OH - La neutralización, según esta teoría, consiste en la transferencia de un protón desde un ácido hacia una base: HSO NH 3 (NH 4 ) 2 SO Ácidos y bases conjugados A la vista de las anteriores definiciones, se puede observar que, cuando un ácido cede un protón, la especie resultante va a comportarse como una base, pues podrá capturar un protón. Análogamente, cuando una base acepta un protón, la especie que se forma puede ceder un protón y, por tanto, comportarse como un ácido. En estos casos hablamos de ácidos y bases conjugados, que son los sistemas formados por una especie y la que resulta de la ganancia o pérdida de uno de sus protones. AH + B A - + BH + ácido 1 base 2 base conjugada 1 ácido conjugado 2 Por ejemplo, el ácido sulfúrico H 2 SO 4 tiene como base conjugada el HSO 4 - y la base NH 3 tiene como ácido conjugado NH 4+. Con este concepto, queda patente que una sustancia va a ser ácido porque va a reaccionar con una sustancia que tenga carácter básico para poder aceptar el protón, y viceversa Anfóteros Nos podemos encontrar con sustancias que no tengan muy marcado el carácter ácido o básico, de tal manera que puedan comportarse como ácido o como base en función de la otra especie química con la que reaccionen. A estas sustancias se las denomina anfóteras, y el ejemplo más típico es el del agua: H + + OH - + H + H 3 O + ácido base Otros ejemplos son los iones hidrogenados de los oxoácidos: - H 2 PO 4 ácido: H - 2 PO 4 HPO 2-4 +H + base: H 2 PO - 4 +H + H 3 PO Fortaleza de ácidos y bases. Según la teoría de Brönsted y Lowry, la fuerza relativa de los ácidos y de las bases depende de su mayor o menor tendencia a ceder o aceptar iones H +. Nos podemos encontrar con dos tipos de ácidos y bases: ud. 6 ácido base 2

3 Fuertes: En disolución acuosa están completamente disociados: HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - Débiles: en disolución acuosa están en equilibrio: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + NH 3 (NH 4 OH) NH OH - A la hora de realizar un problema, sabremos que un compuesto es débil porque nos dan su constante de equilibrio, si el problema no tiene este dato, el compuesto será fuerte. La constante de equilibrio para los ácidos se denomina k a y para las bases k b. Se diferencia de la constante vista en el tema de equilibrio en que en su valor se engloba la concentración del agua, que va a permanecer siempre constante: CH 3 COOH + CH 3 COO - + H + k= [CH 3 COO - ][H + ] [CH 3 COOH][H 2 O] k [H O]= [CH 3COO - ][ H + ] 2 k [CH 3 COOH] a = [CH 3 COO - ][H + ] [CH 3 COOH ] Cuanto menor sea la constante de equilibrio menor será la fortaleza de la especie. Ejemplo 1 Determina cuál es la concentración de protones en disolución acuosa del ácido nítrico 0,05 M y del ácido acético 0,05 M. Dato k a (CH 3 COOH)=1, Para el ácido nítrico, como es un ácido fuerte y está completamnte disociado, la [H + ] la podemos determinar a través del proceso de disociación del ácido: HNO 3 H NO 3 1 H + Por estequiometría: 0,05 M de HNO 3 =0,05 M de H + 1 HNO 3 Para el ácido acético, la ser un ácido débil, tenemos que calcular la concentración a través del equilibrio: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + inicialmente 0,05 M 0 0 reacciona -x +x +x equilibrio 0,05-x x x k a = [CH 3 COO - ][H + ] [CH 3 COOH ] 1, = x x 0,05 x x 2 +1, x =0 x 1 =9, [H + ]=x=9, M x 2 = 9, ud. 6 ácido base 3

4 (2.3. Teoría de Lewis La teoría de Brönsted-Lowry presenta como inconveniente que no es capaz de explicar los procesos ácidos-base que ocurren sin transferencia de protones. Para subsanar esta deficiencia, en 1938 Lewis propuso una nueva definición de ácido y base: ácido: sustancia capaz de aceptar un par de electrones. base: sustancia capaz de ceder un par de electrones. En esta definición se engloban todos los ácidos y bases anteriores y aquellas especies que aún siéndolo, quedaban fuera de las definiciones anteriores: BF 3 + :NH 3 F 3 B NH 3 ácido base sal ) 3. PRODUCTO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. Hemos visto antes que el agua se puede comportar como un ácido o como una base, en función del compuesto con el que reaccione. Si reaccionase consigo misma, se puede deducir una nueva constante que se denomina producto iónico del agua (k w ): + H 3 O + + OH - k= [H 3 O + ][OH - ] [ H 2 O][H 2 O] Como la concentración del agua es constante, se puede englobar en la k, generando la expresión: k[ ][ ]=[ H 3 O + ][OH - ] k w =[H 3 O + ][OH - ] El valor de esa constante es de , lo que indica cuánto vale el producto de las concentraciones de los iones oxonio e hidróxido. Esta expresión nos sirve para relacionar las constantes de un ácido y su base conjugada y viceversa: AH + A - + H 3 O + ka= [ A - ][H 3 O + ] [ AH ] [ H 3 O + ka[ AH ] ]= [ A - ] A - + AH + OH - kb= [ AH ][OH - ] [ A - ] [OH - ]= kb [ A - ] [ AH ] k w =[ H 3 O + ][OH - ]= k a[ AH ] kb[ A - ] [ A - ] [ AH] =k k a b = DISOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS Y NEUTRAS Como en la disociación del agua se obtiene un ion oxonio y uno hidróxido, si sólo tenemos agua, el número de iones de cada especie es el mismo. Siendo así, no tenemos exceso de ninguno y diremos que el agua es neutra. Teniendo en cuenta lo anterior, podemos definir la neutralidad como aquellos casos en los que la [H 3 O + ]=[OH ]. Si aplicamos esa condición a la constante ionica del agua, podemos obtener un valor numérico para el cual hablaremos de neutralidad: ud. 6 ácido base 4

5 kw=[h 3 O + ] [OH ] como [H 3 O + ]=[OH ] [H 3 O + ] 2 =10-14 [H 3 O + ]= =10 7 M y análogamente [OH ]=10 7 M Por lo tanto, una disolución va a ser ácida cuando tengamos más oxonios que hidróxidos, en decir, la [H 3 O + ]>10-7 M y va a ser básica cuando [H 3 O + ]<10-7 M. 5. CONCEPTO DE ph Una manera de expresar la cantidad de iones H 3 O + en disolución acusa es mediante el ph, que se define como el menos logaritmo decimal de la concetraciones de los iones oxonio (protones). ph=-log[h 3 O + ](=-log[h + ]) Teniendo en cuenta las concentraciones de oxonio de las disoluciones ácidas, neutras o básicas, podemos relacionarlas con el ph, así: ph ácido < 7 ph neutro = 7 ph básico > 7 De manera análoga se define el poh como el menos logaritmo de la concentraciones de iones hidróxido poh=-log[oh - ] Si consideramos la expresión del equilibrio iónico del agua, podemos relacionar el ph con el poh: =[H + ][OH - ] -log(10-14 )=-log([h + ][OH - ] ) -log(10-14 )=-log[h + ] - log[oh - ] 14= ph + poh Para determinar el ph o el poh de disoluciones acuosas se procede de la misma manera que la vista en el ejemplo 1. Una vez conocida la [H + ] aplicamos la definición de ph y lo calculamos o lo relacionamos con el poh. Ejemplo 2 Determina el ph de una disolución de Ca(OH) 2 0,05 M. Como la base es fuerte (el problema no nos da la k b ) va a estar completamente disociada, por lo que podremos determinar la concentración de OH -. Ca(OH) 2 Ca OH - 2 OH - 0,05 M Ca(OH) 2 [OH - ]=0,1 M 1 Ca(OH) 2 poh=-log[oh - ]=-log[0,1]=1 14=pH+pOH ph=14-1=13 ud. 6 ácido base 5

6 6. HIDRÓLISIS. PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. Ya hemos visto el ph que tienen las disoluciones ácidas y básicas pero, qué ocurre con las sales? Dependiendo del ácido y la base que la originen generan un tipo de ph concreto Sal proveniente de ácido y base fuerte: ph neutro. La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fortaleza suficiente para reaccionar con el agua y lo mismo le pasa al ácido conjugado de una base fuerte, por lo que no se van a formar protones o hidróxidos y por lo tanto el ph va a ser neutro. NaCl Na + + Cl Sal proveniente de ácido fuerte y base débil: ph ácido. En este caso, el ácido conjugado de la base débil va a tener fortaleza suficiente para reaccionar con el agua, regenerándose la base y liberando iones H +, por lo que el ph resultante va a ser ácido. NH 4 Cl NH Cl - NH 4 OH + H Sal proveniente de ácido débil y base fuerte: ph básico. Ahora, la base conjugada del ácido débil es lo suficientemente fuerte para reaccionar con el agua, regenerándose el ácido y liberando iones OH -, por lo que el ph resultante va a ser básico. CH 3 COONa Na + + CH 3 COO - CH 3 COOH + OH - ud. 6 ácido base 6

7 6.4. Sal proveniente de ácido débil y base débil: ph en función del que sea más débil. En este caso, tanto el ácido conjugado de la base débil, como la base conjugada del ácido débil, tienen fortaleza suficiente para reaccionar con el agua, regenerando la base y el ácido de partida. Como se forman protones e iones hidróxidos, estos se neutralizarán entre sí, hasta que uno de los dos se agote. El que esté en exceso determinará el ph de la sal. AB B + + A - BOH + H + AH+ OH - El que esté en exceso 7. VALORACIÓN ÁCIDO-BASE. Como se ha comentado con anterioridad, una reacción de neutralización es aquella en la que reacciona un ácido con una base para dar una sal y agua. AH + BOH AB + Estas reacciones se pueden emplear para determinar la concentración de una de las especies conocida la de la otra y los volúmenes de ambas. En el punto de equivalencia (cuando la reacción termina) el número de H + es igual al de OH -, y a partir de esa relación, se puede deducir la fórmula para determinar la concentración desconocida: nºh + ácido= nºoh - base nºh n ácido = nºoh n base nºh M ácido V ácido = nºoh M base V base A nivel práctico, el problema de una valoración consiste en determinar cuándo se llega al punto de equivalencia. Para solucionarlo, se emplean indicadores. Ejemplo 3 En un matraz tenemos 25 ml de HCl de concentración desconocida y se valoran con NaOH 0,5 M consumiéndose 12 ml. Calcula la concentración del ácido. nºh M ácido V ácido = nºoh M base V base 1 X 0,025=1 0,5 0,012 X=0,24 M ud. 6 ácido base 7

8 7.1. Indicadores ácido-base. Se denomina indicador a ciertas sustancias, generalmente orgánicas y de carácter ácido débil, que tienen la propiedad de cambiar de color cuando varía el ph en un intervalo concreto. El cambio de color se debe a la distinta coloración que presenta la forma molecular y la fórmula iónica que se genera cuando pierde un protón. InH (color 1) In - (color 2) + H + Al estar en equilibrio, en función de lo desplazado que esté hacia un lado u otro, predomina una de las dos especies. Según Le Chatelier, en función de cómo se vaya modificando la concentración de H + va a ir variando la del indicador y su especie iónica, generándose así el cambio de color. Existen numerosos indicadores, que cambian de color a distinto rango de ph, pudiéndose cubrir casi toda la escala. ud. 6 ácido base 8

9 RELACIÓN DE PROBLEMAS 1. Clasifique cada una de las siguientes especies como ácido o base de Brønsted, o como ambos: a), b) OH, c) H 3 O +, d ) NH 3, e) NH 4 +, f ) NH 2, g) NO 3, h) CO 3 2, i) HBr, j) HCN. 2. Escriba las fórmulas de las bases conjugadas de los siguientes ácidos: a) HNO 2, b) H 2 SO 4, c) H 2 S, d ) HCN, e) HCOOH (ácido fórmico). 3. Escriba la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases: a) HS, b) HCO 3, c) CO 3 2, d ) H 2 PO 4 -, e) NH Es posible que el ph de una disolución tenga un valor de cero o ser negativo? De ser así, dé ejemplos para mostrar estos valores 5. Calcule el ph de cada una de las siguientes disoluciones: a) HCl 0,0010 M, b) KOH 0,76 M. c) Ba(OH) 2 2, M, d) HNO 3 5, M. 6. Calcule la concentración de ion hidrógeno, en mol/l, para las disoluciones con los siguientes valores de ph: a) 2,42 b) 11,21, c) 6,96 7. Calcule el número de moles de KOH que hay en 5,50 ml de una disolución de KOH 0,360 M. Cuál es el poh de la disolución? 8. Qué cantidad de NaOH (en gramos) se necesita para preparar 546 ml de una disolución con un ph de 10.00? 9. Se prepara una disolución disolviendo 18.4 g de HCl en 662 ml de agua. Calcule el ph de la disolución. (Suponga volúmenes aditivos) 10. Cuál de las siguientes disoluciones tiene el ph más alto? (Razone sin realizar cálculos) a) HCOOH 0,40 M, b) HClO 4 0,40 M, c) CH 3 COOH 0,40 M. Datos: k a (HCOOH)=1, k a (CH 3 COOH)=1, La k a del ácido benzoico es de 6, Calcule el ph de una disolución de ácido benzoico 0.10 M. 12. Se disuelve una muestra de 0,0560 g de ácido acético en la cantidad suficiente de agua para preparar 50,0 ml de disolución. Calcule las concentraciones de todas las especies químicas presetes en el equilibrio. k a (CH 3 COOH)=1, ud. 6 ácido base 9

10 13. El ph de una disolución ácida es de 6,20. Calcule la k a del ácido si la concentración inicial del ácido es de 0,010 M. 14. Calcule el porcentaje de ionización del ácido fluorhídrico en las siguientes concentraciones: a) 0.60 M, b) M, c) M. ka=7, En una disolución un ácido monoprótico M está ionizado en 14%. Calcule la constante de ionización del ácido 16. Calcule el ph para cada una de las siguientes disoluciones: a) NH 3 0,10 M, b) C 5 H 5 N (piridina) 0,050 M. kb(nh 3 )=1, kb(c 5 H 5 N)=1, Cuál es la molaridad inicial de una disolución de amoniaco cuyo ph es de 11.22? kb(nh 3 )=1, El ph de una disolución de un ácido monoprótico 0,0642 M es de 3,86. Se trata de un ácido fuerte? 19. Una disolución de ácido fórmico (HCOOH) tiene un ph de Cuántos gramos de ácido fórmico hay en ml de la disolución? 20. Prediga si las siguientes disoluciones son ácidas, básicas o esencialmente neutras: a) NaCl, b) CH 3 COONa, c) NH 4 NO 3, d) HCOOK, e) C 5 H 10 NBr k a (CH 3 COOH)=1, kb(nh 3 )=1, k a (HCOOH)=1, kb(c 5 H 11 N)=1, Cierta sal MX se disuelve en agua y el ph de la disolución resultante es de 7.0. Puede afirmarse algo respecto de las fuerzas del ácido y de la base de los que se deriva la sal? 22. En un experimento, un estudiante encuentra que los valores del ph de las disoluciones de tres sales de potasio, KX, KY y KZ 0,10 M son de 7,0, 9,0 y 11,0, respectivamente. Disponga los ácidos HX, HY y HZ en orden de fuerza ácida creciente. 23. Prediga el ph de una disolución de NaHCO 3. ka(h 2 CO 3 )=4, En cuál de los siguientes casos la adición de un volumen igual de NaOH 0,60 M produciría una disolución con menor ph? a) agua, b) HCl 0,30 M, c) KOH 0,70 M ml de HCl se neutralizan con 35 ml de NaOH 0,5 M. Calcula al concentración del ácido. ud. 6 ácido base 10

11 26. Se diluyen en agua 110 ml de ácido sulfúrico comercial, hasta completar 2000 ml de disolución. Para neutralizar hasta el punto de equivalencia 5,0 ml de este ácido diluido se necesitaron 18,0 ml de disolución de hidróxido sódico 0,50 M. Cuál es la concentración en g/l del ácido comercial? Masas atómicas: S=32, O=16, H=1, Na= Se añaden 7 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml de disolución. Calcula: a) El ph de la disolución resultante. b) Qué volumen de ácido clorhídrico 0,1 M se necesita para neutralizar completamente 250 ml de la disolución anterior? Masas atómicas: N=14, H=1 28. Halla el ph de la disolución resultante de disolver 4 g de hidróxido sódico en el agua necesaria para obtener 250 ml de disolución. Calcula el volumen de ácido sulfúrico 0,05 M necesario para neutralizar completamente 50 ml de esta disolución. Masas atómicas: Na=23, O=16, H=1 29. una muestra de 0,2688 g de un ácido monoprótico neutraliza 16.4 ml de una disolución de KOH 0,08133 M. Calcule la masa molar del ácido. 30. En un experimento de valoración, 12,5 ml de H 2 SO 4 0,500 M neutralizan a 50,0 ml de NaOH. Cuál es la concentración de la disolución de NaOH? ud. 6 ácido base 11