Tema completo de bachillerato, 2º, química, sobre ácidos y bases, transferencia de protones

1. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Química 2º Bachillerato

3. ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS. Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos Publica en 1887 su teoría de “ disociación iónica” . Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución da iones y por tanto es capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.  Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH - . Por ejemplo: NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O HCl (g) Cl - (aq) + H + (aq) H 2 O L os iones H + , en disolución acuosa , s e representa n como la especie H 3 O + (aq), que se denomina ion hidronio .  Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H + . Por ejemplo:

7. PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los iones intermedios de ácidos polipróticos) como ácido base conjugada ácido  Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados , por ejemplo: (ácido) / NH 3 (base) o (ácido) / (base) como base base ácido conjugado ácido + base Ácido conjugado de la base + base conjugada del ácido

10. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. Una disolución es: Ácida Neutra Básica si [H 3 O + ] > [OH - ] si [H 3 O + ] = [OH - ] si [H 3 O + ] < [OH - ] En una disolución acuosa diluida, la [H 2 O] es muy grande y permanece prácticamente constante (55,5 M), por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, K w , que recibe el nombre de producto iónico del agua: K w = K c [ H 2 O] 2 = [H 3 O + ][OH - ] En cualquier disolución acuosa, las variables [H 3 O + ] y [OH - ] son inversamente proporcionales Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña El agua se autoioniza según la ecuación H 2 O + H 2 O H 3 O + (aq) + OH - (aq) K c = [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 = 3,2 10 -18 (a 25ºC)

13. [A – ] [H + ] [HA] Ácido fuerte [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido débil

15. Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. ( Pág. 207, ej. 12, 14) FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p. 206). Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada. Pág. 230, ej. 66, 68

16. FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.

22. Relación entre Ka, Kb y Kw (pág. 209) Conocida la K b para una base se puede calcular la K a de su ácido conjugado Pág. 213, ej. 15, 16; pág. 230, ej. 67 Multiplicando ambas expresiones y simplificando: [AH][OH - ] [A - ] K a K b = [A - ] [H 3 O + ] [AH] = [H 3 O + ][OH - ] = K w Por tanto conocido, el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: K w = K a K b (y viceversa) K a = [A - ][H 3 O + ] [AH] AH + H 2 O A - + H 3 O + K b = [AH][OH - ] [A - ] A - + H 2 O (l) AH + OH -

25. Grado de ionización ( α ) en Ka y Kb (p. 212) Pág. 213, ej. 18, 19, 20 El grado de ionización α de un ácido o una base débiles es la relación entre la concentración de iones en el equilibrio (x) y la concentración inicial (M). Expresa el tanto por ciento de moléculas ionizadas. [AH] [H 3 0 + ] [A - ] Molaridad inicial ácido débil M 0 0 Cambios para el equilibrio -Mα + Mα + Mα Molaridad en el equilibrio M- Mα Mα Mα x —— M M α 2 ——— 1- α

27. CONCEPTO DE pH (pág. 214) Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10 -7 = - (-7) = 7 A 25ºC, K w = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 moles 2 L -2 y en el agua pura, [H 3 O + ] = [OH - ] = 10 -7 mol L -1 El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H 3 O + expresada en mol L -1 . Por tanto, [H 3 O + ] = 10 -pH (mol L -1 ) [H 3 O + ] > [OH - ] Disolución ácida [H 3 O + ] > 10 -7 mol L -1 pH < 7 [H 3 O + ] = [OH - ] Disolución neutra [H 3 O + ]= 10 -7 mol L -1 pH = 7 [H 3 O + ] < [OH - ] Disolución básica [H 3 O + ] < 10 -7 mol L -1 pH > 7

28. Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

31. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS (p. 213) (jueves) Pág. 213, ej. 21, 22; pág. 230, ej. 71, 73 Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón: el sulfúrico, el sulfuroso, el fosfórico…  Otro ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico K a1 = = 4,5 10 -7 K a2 = = 5,7 10 -11 K a1 es mayor que K a2 , en un factor comprendido entre 10 4 y 10 5 . Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra que a una especie cargada negativamente.

32. Disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón (pág. 216) Disoluciones amortiguadoras (o tampón) : son aquellas que mantienen un pH aproximadamente constante al agregarles pequeñas cantidades de ácido o base o al diluirlas. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado ). (ejemplo: CH 3 COOH/CH 3 COONa) Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (por ejemplo, en reacciones bioquímicas)

38. Hidrólisis de las sales (Pág. 220) La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua Cualquier catión cuya base conjugada sea débil tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua, y se hidrolizará soltando protones, dando pH ácido. Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na + , Ca 2+ , K + , etc.) Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas. Hay cationes que son ácidos de Brönsted, capaces de ceder un protón. Por ejemplo, o las sales de amonio, donde el catión es el

39. Al disolver KCN, se libera el ion CN - ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H + Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidrolizará dando iones OH - y generando pH básico La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua Reacción desplazada a la izquierda ; las moléculas del HCl ceden un H + a los OH - Al disolver KCl en H 2 O se libera el ion Cl - (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H + del agua Los aniones de los ácidos fuertes son bases débiles por lo que no reaccionan con agua Cl - , Br - , I - , ,

43. Sales de base débil y ácido fuerte. Ej: NH 4 Cl Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH - , se llega a la expresión: Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución El NH 4 + es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua mientras que el Cl – es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

44. Sales de ácido fuerte y base débil. Ej: NH 4 Cl Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH - , se llega a la expresión: Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución El NH 4 + es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua mientras que el Cl – es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

45. Sales de ácido débil y base débil. Ej: NH 4 CN (pág. 222) El pH dependerá del valor relativo de Ka y Kb Tanto el catión como el anión sufrirán hidrólisis, por ser especies conjugadas de ácidos o bases débiles. En estos casos: Si Ka > Kb, el catión se hidroliza más que el anión, y el pH será menor que 7 (disolución ácida) Si Ka < Kb, el anión se hidroliza más que el catión, y el pH será mayor que 7 (disolución básica) Si Ka es aproximadamente igual a Kb, ambos iones se hidrolizarán de modo semejante, y el pH será 7 (disolución prácticamente neutra) Pág.. 235, del 34 al 41. Lunes, en aula 35

47. EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD. Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base 1 eq HCl : 1 eq Ca(OH) 2 Un ejemplo: Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad Valencia (v) para un ácido , el número de H + que cede por molécula Valencia (v) para una base , el número de H + que reacciona con cada molécula número de eq = número de moles .valencia N = M · v CaCl 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + 2 HCl 2 moles HCl 1 mol Ca(OH) 2 2 eq HCl 2 eq Ca(OH) 2 =

48. VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág. 223) La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base. Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH - + H + = H 2 O) Instante definido como punto de equivalencia Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador ácido base , que avisa , cambiando de color , cuando se ha completado la reacción Ver flash de carpeta

49. En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base N a V a = N b V b NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización. Curvas de valoración (Pág. 224) Ver flash de carpeta De ácido débil con base fuerte: la sal formada da hidrólisis básica. Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH

50. El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7 Pág. 224, ej. del 42 al 45; pág. 230, del 84 al 87; del 79 al 83 De base débil con ácido fuerte: hidrólisis ácida De ácido débil con base fuerte

51. Indicadores ácido- base (pág. 218) Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In – ] o bien cuando [HIn]< 1/10·[In – ] ; si se parecen las concentraciones, mezcla de colores Si se añade una pequeña cantidad de indicador a un ácido AH: HA + H 2 O  A – + H 3 O + HIn (aq) + H 2 O (l) In - (aq) + H 3 O + (aq) Al aumentar la concentración de hidronio, por el efecto del ion común, el equilibrio del indicador se desplazará hacia la izquierda, predominando entonces su color ácido. Al combinar el indicador con una base, los hidroxilos que proceden de ésta consumirán los hidronios del equilibrio del indicador, que se desplazará entonces hacia la derecha, predominado su color básico. HIn (aq) + H 2 O (l) Forma ácida (color 1) In - (aq) + H 3 O + (aq) Forma básica (color 2) La constante de acidez del indicador es: K In = [In - ] [H 3 O + ] [HIn] [HIn] [In - ] [H 3 O + ] K In  =

52. Rojo Naranja Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Amarillo Amarillo Azul Azul Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,1-4,4 4,2-6,3 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7 Pág. 219, ej. 31, 32, 33 EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE Nombre del indicador Azul de timol Naranja de metilo Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Azul de timol Fenolftaleína Alizarina pK in Color forma ácida Color forma básica Rango pH de cambio color Un indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje (rango de pH en el cual pasa de forma ácida a básica o viceversa) y de forma más clara se aprecia el cambio de color.

53. LA LLUVIA ÁCIDA . Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H + El SO 2 junto con el O 2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (l) El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO 3 (s) + H 2 SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) El CaSO 4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO 2 : 4 FeS 2 (s) + 11O 2 (g) 2Fe 2 O 3 (s) + 8SO 2 (g)