Reacciones Acido-Base

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Enrique Morales Nieto
hace 6 años
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1 Reacciones Acido-Base

2 Introducción Existen algunos compuestos químicos que tienen algunas características comunes. Y según esas características fueron clasificados. Dentro de estos compuestos están los ácidos y las bases o álcalis.

3 Los ácidos tienen en común: Tienen un sabor ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Colorean el tornasol de color rojo. Las bases tienen en común: Tienen un sabor amargo. Al tacto son jabonosas. Colorean el tornasol de color azul.

4 Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua. Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O

5 Ahora bien, cabe preguntarse: A qué se deben estas características en los ácidos y en las bases? Por qué se neutralizan? Existen al menos tres teorías que tratan de explicar el comportamiento de los ácidos y bases. Tres teorías que han ido evolucionando con el tiempo.

6 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES Arrhenius (1883)

7 1.2.- 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)

8 1.3.- Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H + debe poseer un par de electrones no compartidos. H H + H + + :N H H N H H H Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

9 El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies H H N: H base F + B F F ácido H H N B F F H F

10 2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE ph. Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) K w = [H 3 O + ][OH - ] ph = - log [H 3 O + ] poh = - log [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

11 Agua pura: [H 3 O + ] = [OH - ] ; [H 3 O + ] = 10-7 ph = 7 [OH - ] = 10-7 poh = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH - ] ph = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH - ] ph < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH - ] ph > 7 ácida 7 básica ph

12 3 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN. 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) [A ][H O [HA] - 3 K a Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será K a (menor pk a ) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO 3, HClO 4,...) se encuentra totalmente disociado (K a > 1, K a ) ]

13 Análogamente con las bases: B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) [BH ][OH [B] - K b Constante de basicidad ] Mayor fuerza de una base: mayor será K b (menor pk b ) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH,...) se encuentra totalmente disociada (K b > 1, K b ) En el caso de un par ácido-base conjugado, K a y K b están relacionadas B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) K w = K a K b

14 P.ej.: equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua HA(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) Expresiones de las constantes de equilibrio HA(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + A - (aq) - [A ][H O ] K [HA] w = [H 3 O + ][OH - ] 3 K a [HA] o + [A - ] o = [HA] + [A - ] [H 3 O + ] = [A - ] + [OH - ]

15 4. 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

16 4.1. 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

17 4.2. 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 K h [NH 3][H [NH 4 O ] 3 ] K a (NH 4 ) K b K w (NH 3 )

18 4.3. 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) Disolución básica K h [CH 3COOH][OH - [CH COO ] 3 - ] K b (CH 3 COO - ) K a K w (CH COOH) 3

19 Neutralización

20 Al reaccionar un ácido y una base produce una neutralización, en la que es posible constatar la formación de una sal y de agua según el mecanismos general. Acido + base sal + agua

21 Al obtenerse una sal neutra, el ph de los productos es cercano a 7,0, lo que ciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan. Lo anterior se explica al recordar que los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases iones hidroxilos, los que al combinarse forman como producto una molécula de agua.

22 En la práctica, la obtención del punto de neutralización de una sustancia tiene diversas aplicaciones, siendo la más primordial la de establecer mecanismos que permitan restringir la acción de una base o de un ácido; por ejemplo, en quemaduras o cuando nos arde el estómago o en la picadura de un insecto para neutralizar el dolor.

24 Titulaciones ácido base Al preparar una solución en el laboratorio existe una alta probabilidad de que la concentración obtenida no sea exactamente igual a la que se propuso originalmente, esto por los errores experimentales asociados al proceso, como por ejemplo, exactitud de medición, limpieza de materiales empleados, pureza de las sustancias usadas, entre tantos otros.

25 El proceso más común y exacto para determinar la concentración de una solución, es la titulación o volumetría ácido-base, que consiste en añadir gradualmente solución ácida o básica de concentración conocida, denominada solución valorante, a un volumen conocido de la solución problema.

27 La valoración termina cuando se alcanza el denominado punto de equivalencia, es decir, cuando se ha consumido todo el ácido o toda la base de la solución problema. Si se conoce el volumen de la solución problema y el volumen y la concentración de la solución valorante, puede determinarse la concentración de la solución aplicando cálculos estequiométricos simples.

28 Curvas de valoración Como en el punto de equivalencia han reaccionado cantidades estequiométricas de ácido y base, la sustancia que hay disuelta en ese momento es una sal. Por lo tanto, el ph de la solución en el punto de equivalencia vendrá determinado por la hidrólisis de la sal producida.

29 En la práctica, siempre se utiliza como solución valorante un ácido fuerte o una base fuerte, de manera que se pueden dar cuatro tipos de valoraciones:

30 Tipos de valoraciones Valoración Solución problema Solución valorante ph en el punto de equivalencia A Base fuerte Ácido fuerte = 7 (neutro) B Base débil Ácido fuerte <7 (ácido) C Acido fuerte Base fuerte =7 ( neutro) D Acido débil Base fuerte 7 (básico)

31 Para saber cuando se ha alcanzado el punto de equivalencia en una valoración, se mide el cambio de ph que experimenta la solución problema a medida que se va añade solución valorante.

32 La representación del ph frente al volumen añadido de solución valorante recibe el nombre de curva de valoración.

33 Indicadores ácidos y bases Un indicador ácido-base, es una sustancia colorida capaz de existir en forma de ácido o en forma de base, con diferente color. Muchas sustancias presentan diferentes colores, según sea el ph de la solución en la que se encuentren. Un indicador clásico utilizado en la química de las soluciones, es la fenolftaleína, que en medios ácidos es incolora y en medios básicos fucsia.

35 Amortiguadores: reguladores de ph En química un amortiguador está formado por un par de sustancias químicas, si están presentes en una solución en particular, mantiene el ph casi constante cuando se agrega un ácido o una base. Un amortiguador químico se asemeja a un amortiguador mecánico que absorbe impactos:

37 Una amortiguador se prepara con un ácido débil y una sal de ese ácido ( o una base débil y una sal de esa base) por lo general en concentraciones aproximadamente iguales.

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