QUÍMICA. Tema 7. Reacciones Ácido-Base

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1 Tema 7. Reacciones Ácido-Base Índice - Teorías sobre ácidos y bases - Fuerza relativa de ácidos y bases - Ionización del agua - Relación entre K a, K b y K w - Concepto de ph Objetivos específicos - Que el alumno pueda calcular concentraciones de iones H 3 O + y OH - - Que el alumno sepa determinar el ph de una disolución - Que el alumno pueda hacer cálculos de valoraciones ácido-base Resumen del tema 7 Teorías sobre Ácidos y Bases La primera teoría se debe a S. Arrhenius, quien en 1887 propuso que los ácidos son sustancias que en disolución acuosa se disocian generando iones H + (protones), mientras que las bases o álcalis son compuestos que en disolución acuosa se disocian originando iones OH - (iones hidroxilo o hidróxido). HCl H + (aq) + Cl - (aq) NaOH Na + (aq) + OH - (aq) Cuando reacciona un ácido con una base se produce una reacción de neutralización, que recibe este nombre debido a que se ha producido una neutralización de las propiedades características de cada una de las sustancias (porque desaparecen los iones H + y OH - ) HCl + NaOH NaCl + H 2 O Sin embargo, esta teoría presentaba limitaciones, pues se conocían compuestos de carácter básico que no tenían el grupo OH -, como por ejemplo el NH 3 y el Na 2 CO 3. En 1923 J. N. Brönsted y T. M. Lowry propusieron una definición más general, según la cual un ácido es una sustancia capaz de ceder un ión H +, y una base es una sustancia capaz de aceptar un ión H +. Tema 7 N - 1.

2 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HCl + Na 2 CO 3 NaHCO 3 + NaCl HCl + NH 3 NH Cl - En esta teoría, cuando un ácido (AH) cede un protón, se forma la especie A -, que a su vez puede aceptar un protón, es decir, puede actuar como base, por lo que se denomina base conjugada. Análogamente, cuando una base (B) acepta un protón, se genera el compuesto BH +, que puede ceder un protón, por lo que se denomina ácido conjugado. En general, las reacciones ácido-base son equilibrios HA + B A - + HB + ácido base base conjugada ácido conjugado Esta reacción es reversible, y estará más o menos desplazada en uno u otro sentido en función del ácido (AH) y de la base (B) de que se trate. Otro aspecto importante es que el concepto de ácido o de base es relativo HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 2 O + Na 2 CO 3 NaHCO 3 + NaOH Fuerza Relativa de Ácidos y Bases Un ácido será tanto más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a ceder el ión H +, mientras que una base será tanto más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a aceptar el ión H +. Esta tendencia a ceder o aceptar iones H + es relativa, dependiendo a quien se enfrenten, por lo que se necesita una sustancia de referencia, que es el agua. En general, cuanto más fuerte sea un ácido tanto más débil será su base conjugada. Análogamente, cuanto más fuerte sea una base, más débil será su ácido conjugado. Para medir cuantitativamente la fuerza de ácidos y bases se utiliza la constante de equilibrio correspondiente a su reacción con el agua. Así, para un ácido HA + H 2 O A - + H 3 O + como en disoluciones acuosas diluidas (que son las habituales) la concentración del agua permanece prácticamente constante (e igual a la del agua pura), su valor puede incluirse en la constante de equilibrio K c = [A - ] [H 3 O + ] [A - ] [H 3 O + ] K a = K c [H 2 O] = [HA] [H 2 O] [HA] donde K a es la constante de disociación, constante de ionización o constante de acidez, y mide cuantitativamente la fuerza del ácido HA. Resulta Tema 7 N - 2.

3 evidente que cuanto mayor sea K a más fuerte será el ácido (y más débil su base conjugada). De manera totalmente similar K c = B + H 2 O HB + + OH - [HB + ] [OH - ] [HB + ] [OH - ] K b = K c [H 2 O] = [B] [H 2 O] [B] donde K b es la constante de disociación, constante de ionización o constante de basicidad, y mide cuantitativamente la fuerza de la base B: cuanto mayor sea K b más fuerte será la base (y más débil su ácido conjugado). Algunos ácidos fuertes son HClO 4 ácido perclórico HI ácido yodhídrico HCl ácido clorhídrico H 2 SO 4 ácido sulfúrico HNO 3 ácido nítrico Entre los ácidos débiles destacan H 3 PO 4 ácido fosfórico H 2 S ácido sulfhídrico CH 3 COOH ácido acético Como bases fuertes se pueden citar NaOH hidróxido de sodio KOH hidróxido de potasio Ba(OH) 2 hidróxido de bario Y como bases débiles hay que mencionar NaHCO 3 bicarbonato de sodio NH 3 amoniaco Ionización del Agua El agua pura se encuentra disociada, aunque en proporción muy pequeña H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - como la concentración del agua permanece prácticamente constante, su valor puede incluirse en la constante de equilibrio [H 3 O + ] [OH - ] K c = [H2 O] [H 2 O] K w = K c [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH - ] = 1' donde K w es el producto iónico del agua y tiene el valor a 25 ºC. Según el principio de electroneutralidad de la materia, en agua pura por cada ión H 3 O + que se forme ha de aparecer un ión OH -, lo que conduce a que [H 3 O + ] = [OH - ] Cualquier disolución acuosa que cumpla esta condición se dice que es neutra. En el caso concreto de una disolución a 25 ºC [H 3 O + ] = [OH - ] = mol/l Tema 7 N - 3.

4 Cuando se disuelve un ácido en agua pura, se desplaza el equilibrio de ionización del agua hacia la izquierda para mantener constante el producto iónico K w, por lo que queda [H 3 O + ] > [OH - ] y estas disoluciones reciben el nombre de ácidas. En el caso concreto de una disolución a 25 ºC [H 3 O + ] > mol/l Si, por el contrario, se disuelve una base, aumentará la concentración de iones HO - y disminuirá, en la misma proporción, la concentración de iones H 3 O +, de forma que K w permanezca constante [H 3 O + ] < [OH - ] y estas disoluciones reciben el nombre de básicas. En el caso concreto de una disolución a 25 ºC [OH - ] > mol/l Relación entre K a, K b y K w La constante K a de un ácido está relacionada con la constante K b de su base conjugada, a través de la constante K w HA + H 2 O A - + H 3 O + A - + H 2 O HA + OH - H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K a K b K w K a = [A - ] [H 3 O + ] [HA] K b = [HA] [OH - ] [A - ] K a K b = [A - ] [H 3 O + ] [HA] [HA] [OH - ] [A - ] = K w La misma relación existe entre la constante K b de una base y la constante K a de su ácido conjugado. Concepto de ph En disoluciones acuosas las concentraciones de los iones H 3 O + y OH - están ligadas a través de la constante K w, por lo que con definir una, la otra está determinada. Generalmente, se utiliza la concentración de iones H 3 O +. Para poder expresar las concentraciones de iones H 3 O + sin tener que utilizar potencias negativas de diez, Sörensen introdujo en 1909 el concepto Tema 7 N - 4.

5 de ph, que se define como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones H 3 O + ph = - log [H 3 O + ] = log (1 / [H 3 O + ]) Debido al cambio de signo en el logaritmo, la escala de ph va en sentido contrario al de la concentración de iones H 3 O +, es decir, el ph de una disolución aumenta a medida que disminuye la concentración de iones H 3 O +, o sea la acidez. Así, para una disolución acuosa a 25 ºC ph < 7 disolución ácida ph = 7 disolución neutra ph > 7 disolución básica De manera análoga, también se define el poh como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones OH - poh = - log [OH - ] = log (1 / [OH - ]) Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del agua, se deduce que a 25 ºC ph + poh = 14 Tema 7 N - 5.

6 Problemas resueltos del tema 7 - Calcular el ph de una disolución acuosa M de ácido nítrico (HNO 3 ) Se trata de un ácido fuerte, por lo que se supone que estará totalmente. Por otra parte, puede despreciarse la aportación de iones H 3 O + debida a la disociación del agua. Por ello [HNO 3 ] = [H 3 O + ] = M ph = - log [H 3 O + ] = - log (0 055) = Calcular el ph de una disolución acuosa M de hidróxido de potasio (KOH) Se trata de una base fuerte, por lo que se supone que estará totalmente disociada. Por otra parte, puede despreciarse la aportación de iones OH - debida a la disociación del agua. Por ello [KOH] = [OH - ] = M [H 3 O + K w 1' ] = = = 4' [OH - ] 0'025 ph = - log [H 3 O + ] = - log ( ) = Otra forma de resolver el problema sería calcular el poh y utilizar éste para calcular el ph poh = - log [OH - ] = - log (0 025) = 1 60 ph = 14 poh = = Calcular el volumen de NaOH 0 1 M necesario para neutralizar 100 ml de una disolución acuosa 0 02 M de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) La neutralización de la disolución de ácido sulfúrico se produce cuando desaparece su carácter ácido, lo que ocurre cuando la concentración de iones H 3 O + se iguala a la de iones OH - (que a 25 ºC será de M). El H 2 SO 4 es un ácido fuerte, por lo que se supone que estará totalmente, lo que significa que por cada molécula de ácido existirán 2 iones H 3 O + ; como puede despreciarse la aportación de iones H 3 O + debida a la disociación del agua, queda [H 2 SO 4 ] = 0 02 M [H 3 O + ] = 0 04 M moles H 3 O + = 0'04 mol 0'1 L = 0'004 mol L Luego la neutralización ocurrirá cuando se añadan moles de iones OH -. Como la disolución de NaOH es 0 1 M Tema 7 N - 6.

7 0'004 mol volumen NaOH = = 0'04 L 0'1 mol/l Tema 7 N - 7.

8 Problemas del tema 7 - Calcular el ph de una disolución acuosa M de ácido clorhídrico (HCl). Solución: ph = 3 - Calcular las concentraciones de iones H 3 O + y OH -, así como el ph de una disolución acuosa 0 1 M de ácido bromhídrico (HBr). Solución: [H 3 O + ] = 0 1 M, [OH - ] = M, ph = 1 - Calcular las concentraciones de iones H 3 O + y OH -, así como el ph de una disolución acuosa 0 1 M de hidróxido de sodio (NaOH). Pista: se trata de una base fuerte, por lo que se encuentra totalmente disociada Solución: [H 3 O + ] = M, [OH - ] = 0 1 M, ph = 13 - Calcular el ph de una disolución acuosa 1 M de ácido nítrico (HNO 3 ). Solución: ph = 0 - Calcular el ph de una disolución acuosa 10 M de ácido clorhídrico (HCl). Solución: ph = -1 - Calcular las concentraciones de iones H 3 O + y OH -, así como el ph de una disolución acuosa 0 03 M de hidróxido de bario (Ba(OH) 2 ). Pista: se trata de una base fuerte, por lo que se encuentra totalmente disociada Solución: [H 3 O + ] = M, [OH - ] = 0 06 M, ph = Calcular las concentraciones de iones H 3 O + y OH -, así como el ph de una disolución acuosa 0 86 M de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Tema 7 N - 8.

9 Solución: [H 3 O + ] = 1 72 M, [OH - ] = M, ph = Para neutralizar 25 ml de una disolución acuosa de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) se han gastado 37 5 ml de una disolución 0 5 M de hidróxido de potasio (KOH). Calcular la molaridad de la disolución de ácido sulfúrico. Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran totalmente s Solución: concentración H 2 SO 4 = M - Calcular el volumen de disolución M de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) necesario para neutralizar 10 ml de una disolución 2 M de hidróxido de bario (Ba(OH) 2 ). Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran totalmente s Solución: volumen H 2 SO M = L = 769 ml - Calcular el volumen de disolución 1 M de ácido perclórico (HClO 4 ) necesario para neutralizar 6 ml de una disolución 0 23 M de hidróxido de bario (Ba(OH) 2 ). Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran totalmente s Solución: volumen HClO 4 1 M = L = 2 76 ml Tema 7 N - 9.