bloque viii acido_base_presentacion
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Tema de Ácido-Base de 2º BachilleratoTRANSCRIPT
IES LUIS COBIELLA CUEVAS –
Curso 2013/14
BLOQUE VIII
Reacciones de
transferencia de
protones(Ácido-Base)
2
Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto deácido y base.
2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3.- Fuerza de ácidos y bases.
4.- Ácidos y bases débiles. Constantes deionización
5.- Equilibrio de ionización del agua.
6.- Concepto de pH.
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Contenidos (2)
7.- Disoluciones amortiguadoras.
8.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio
cualitativo).5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
9.- Indicadores de ácido-base.
10.-Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
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Características
ÁCIDOS:l Tienen sabor agrio.
l Son corrosivos para la piel.
l Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
l Disuelven sustancias
l Atacan a los metales desprendiendo H2.
l Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
BASES:
Tiene sabor amargo.
Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
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Definición de Arrhenius
l Publica en 1887 su teoría de
―disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.
l ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa se disocia dando H+.
l BASE: Sustancia que en disolución acuosa
se disocia dando OH–.
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Disociaciónl ÁCIDOS:
l AH (en disolución acuosa) A– + H+
l Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
l BASES:
l BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
l Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
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Neutralización
l Se produce al reaccionar un ácido con una
base con formación de agua:
l H+ + OH– — H2O
l El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
l NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–
)
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Teoría de Brönsted-Lowry.
l ÁCIDOS:
l ―Sustancia que cede H+‖.
l BASES:
l ―Sustancia que acepta H+‖.
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Par Ácido/base conjugado
l Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta
como base (captura dichos H+).
l Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
―base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su ―ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–
)
– H+
+H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+H+
– H+
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Ejemplo de par Ácido/base
conjugadoDisociación de un ácido:
l HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
l En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl–(base conjugada)
Disociación de una base:
l NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4+ + OH–
l En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)
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Electrolitos fuertes y débiles
l Electrolitos fuertes: ( )Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+NaOH (ac) Na+ + OH–
l Electrolitos débiles: (↔)Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac) ↔ CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–
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Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como
base frente al HCl.
l El NaOH proporciona OH– a la disolución:
l NaOH (ac) Na+ + OH–
l por lo que HCO3– + OH– ↔ CO32– + H2O
l es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
l El HCl proporciona H+ a la disolución:
l HCl (ac) H+ + Cl–
l por lo que HCO3– + H+ ↔ H2CO3 (CO2 +
H2O); es decir, el ión HCO3– actúa como base.
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Fuerza de ácidos.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2Oconstante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = —————— Kc · H2O = ——————
HA · H2O HA
3
2
[ ][ ][ ]
[ ]C a
AHOKHO K
HA
constante de disociación
(K acidez)
14
Fuerza de ácidos (cont.).
l Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
l Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará
ionizado casi en su totalidad.
l Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo
parcialmente ionizado.
l Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)
es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5
M
15
Fuerza de bases.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2Oconstante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:
l B + H2O ↔ BH+ + OH–l BH+ x OH– BH+ x OH–
Kc = —————— Kc x H2O = ——————
B x H2OB
2
[ ][ ][ ]
[]C b
BHOHKHO K
B(K basicidad)
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Equilibrio de ionización del agua.
l La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
l 2 H2O (l) ↔ H3O+(ac) + OH– (ac) l H3O+ · OH–
Kc = ——————H2O 2
l Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O 2
l conocido como ―producto iónico del agua‖
[ ]×[ ] -w 3K HO OH
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Relación entre Ka y Kb
conjugadal Equilibrio de ionización de un ácido:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+
l Reacción de la base conjugada con el agua:
l A– + H2O ↔ HA + OH–l A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = ——————HA A–
l A– x H3O+ x HA x OH–Ka x Kb = ———————————— = Kw
HA x A–
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Relación entre Ka y Kb
conjugada (cont.).l En la práctica, esta relación (Ka x Kb =
KW) significa que:
l Si un ácido es fuerte su base conjugada es
débil.
l Si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
l A la constante del ácido o base conjugada
en la reacción con el agua se le suele llamar
constante de hidrólisis (Kh).
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Concepto de pH.
l El valor del producto iónico del agua es:
Kw (25ºC) = 10–14
l En el caso del agua pura:l ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M
l Se denomina pH a:
l Y para el caso de agua pura, comoH3O+ =10–7 M:
l pH = – log 10–7 = 7
3pH log [HO]
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Tipos de disoluciones
l Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
l Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
l Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
l En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
l luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14
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Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
BÁSICO
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Concepto de pOH.
l A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14
l Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
l pH + pOH = 14
l para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH]
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Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
l pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
l entonces:l Kw 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 MH3O+ 2,5 · 10–13 M
l pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4
l Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
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Ácidos polipróticos
l Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
l Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
l H2CO3 + H2O ↔ HCO3– + H3O+
l HCO3– + H2O ↔ CO32– + H3O+ l HCO3– · H3O+ CO32– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————H2CO3 HCO3–
l Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
l La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
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Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de
una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo
que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
l Equilibrio: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–
l conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
l conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
l NH4+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
NH3 0,2 – x
l De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
l pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
l pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
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Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
l El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
l CN– + H2O ↔ HCN + OH–
l Kw 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka 4,9 x 10–10 M
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Relación entre la constante
y el grado de disociación “ ”l En la ionización de un ácido o una base
l Igualmente:
l En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )
l De donde:
b
cK
2
1
23
11
[][ ]
[] (-)a
AHOcccK
HAc
aK
c
bK
c
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Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos
matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico
(acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de
agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las
dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) =
1,8 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5M= —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
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Disoluciones
amortiguadoras (tampón) l Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
l Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
l Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
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Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana
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Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de
sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
l CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH (0,2 – x) M
l De donde se deduce que:l x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
l pH = – log H3O+ = 4,74
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Hidrólisis de sales
l Es la reacción de los iones de una sal con el
agua.
l Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
l Hidrólisis ácida (de un catión):
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l Hidrólisis básica (de un anión):
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH +
OH–
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Tipos de hidrólisis.
l Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
l Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
* Ejemplo: NaCl
l Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
* Ejemplo: NaCN
l Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
* Ejemplo: NH4Cl
l Sales procedentes de ácido débil y base débil.
* Ejemplo: NH4CN
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Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.l Ejemplo: NaCl
l NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que
tanto el Na+ que es un ácido muy débil
como el Cl– que es una base muy débil
apenas reaccionan con agua. Es decir los
equilibrios:
l Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
l Cl– + H2O HCl + OH–
l están muy desplazado hacia la izquierda.
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Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.l Ejemplo: Na+CH3–COO–
l SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA
ya que el Na+ es un ácido muy débil y
apenas reacciona con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si
reacciona con ésta de forma significativa:
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
l lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
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Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.l Ejemplo: NH4Cl
l SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NH4+ es un ácido relativamente
fuerte y reacciona con agua mientras que el
Cl– es una base débil y no lo hace de forma
significativa:
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
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Sales procedentes de ácido
débil y base débil.l Ejemplo: NH4CN
l En este caso tanto el catión NH4+ como el
anión CN– se hidrolizan y la disolución será
ácida o básica según qué ion se hidrolice en
mayor grado.
l Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)
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Indicadores de pH
(ácido- base)l Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
l HIn + H2O ↔ In– + H3O+
forma ácida forma básica
l El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–
]
l In– · H3O+ HInKa = —————— H3O+ = Ka · ———
HInIn–
l pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1
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Algunos indicadores de pH
IndicadorColor forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metiloAmarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metiloRojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
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Valoraciones ácido-base
l Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.
42
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V
NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH