Reacciones de transferencia

de protones

4. Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o

bases, saber determinar el pH de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la

importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones prácticas.

• Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones

como ácidas, básicas o neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y

manejo de los valores de las constantes de equilibrio, indicando cuando se realizan

aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de las

disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO3, NaClO, CH3COONa, KCN, NH4Cl)

comprobándolo experimentalmente.

• Así mismo se evaluará si calculan el pH en disoluciones de ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr,

HCl, HNO3), ácidos débiles (CH3COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2) y

bases débiles (NH3).

• También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas

que permiten averiguar la concentración de un ácido o una base

• (HCl + NaOH;

• CH3COOH + NaOH;

• HCl + NH3) eligiendo el indicador más adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente.

• Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los

distintos ámbitos de la química y en la vida cotidiana (antiácidos base como bicarbonato de

sodio para evitar la acidez de estómago), limpiadores,(bases como el amoniaco, jabones…),

así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la composición de

alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de

sodio- y explica cualitativamente su funcionamiento en el control del pH).

• Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos

industriales en suelos, acuíferos y aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para

evitarlas.

• ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de

hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa,

dando iones H+.

• BASE es toda sustancia que contiene algún grupo OH

capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones

OH- (Arrhenius)(hidróxidos)

• BASE es toda especie capaz de aceptar un protón

Teoría de Brönsted y Lowry NH3,Ac-, CO32-,RNH2

• Recuerda que al escribir la reacción de una base lleve

o no iones OH- en la molécula en el 2º miembro de la

ecuación deben aparecer OH-

NaOH Na+ + OH-

NH3 + H2O ⇔NH4+ + OH-

• ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3),

• ácidos débiles (CH3COOH, HCN),

• bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2)

• y bases débiles (NH3).

¿Cuál es la base conjugada del ácido ..

¿Cuál es el ácido conjugado de la base NH3

¿Cómo es el pH de estas sales?

NaCl, KNO3, NaClO, CH3COONa, KCN,

NH4Cl)

Fuerza de los ácidos.

ácidos fuertesaqOHaqCllOHaqHCl 32

Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:

HA + H2O A-+ H3O+

Inicio c0 0 0

Final 0 c0 c0

HClO4, HI, HBr, HCl,

HNO3

ácidos débiles

HA + H2O

A-+ H3O

+

Inicio c0 0 0

Finalc0(1-α)

c0 - x

C0α

x

C0α

x

Ka =[A-][H3O

+][AH] eq

CH3COOH, HCN

Recuerda:

grado de

disociación

3pH log [H O ]

pOH log [OH ]

Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• Se dispone en el laboratorio de 1 ,00 L de disolución acuosa

de ácido acético (CH3COOH) 0,5M (constante de acidez

1,8.10-5

• Calcule el grado de disociación del ácido acético, la

concentración de las especies presentes y el pH de la

disolución. (1,50 puntos)

• ii. Otra disolución del laboratorio se obtuvo por dilución de la

anterior pero quien la preparó no recuerda la cantidad de

agua que añadió a la disolución 0,5M. Para averiguarlo midió

el pH de la disolución diluida que resultó ser 3,00. ¿cuál es la

concentración de la disolución diluida? (1,00 punto)

Ejemplo PAU

Ejemplo PAU

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que:

H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M

• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2

• entonces:• KW 10–14 M2

OH– = ——— = —————— = 0,04 MH3O

+ 2,5 · 10–13 M

• pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4

• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

• Equilibrio: NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH–

• conc. in.(mol/l): 0,2 0 0

• conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

• NH4+ x OH– x2

Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x

De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M

• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72

• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios

correspondientes, si los pH de las disoluciones que se

relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a)

Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato

amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.

a) Acetato potásico: pH básico, ya queCH3–COO– + H2O ⇔ CH3–COOH + OH–

por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no

reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.

b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3–

ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder

el primero del HNO3 y del NaOH el segundo,

ambos electrolitos fuertes.

Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios

correspondientes, si los pH de las disoluciones que se

relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a)

Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c)

Sulfato amónico

0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.

c) Sulfato amónico: pH ácido, ya queNH4

+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42–

no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido

fuerte.

d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de

una base fuerte (los hidróxidos de los metales

alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes

fuertes)

Valoraciones ácido-base

• 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.

• VER problemas de PAU resueltos

• En particular el nº 1 de la opción B de 2010

Junio FE. La mezcla de un ácido fuerte y una

base fuerte sólo tiene pH 7 en el punto de

equivalencia

Algunos indicadores de pH

Indicador

Color

forma

ácida

Color forma

básica

Zona de

viraje

(pH)

Violeta de

metiloAmarillo Violeta 0-2

Rojo Congo Azul Rojo 3-5

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6

Tornasol Rojo Azul 6-8

Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl a una disolución amortiguadora

Reacciones de transferencias

de electrones

5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas

estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción

de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre

dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la

prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis.

• Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación,

reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de

oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se

oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en

medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola

especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+,

Ag+, NO3–, CrO4

2–, Cr2O72–, MnO4

–) y los reductores (C, S, H2, Zn, Mg,

Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la

resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de

sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de

metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

• También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un

par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos

interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el

sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas

especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el

poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (

• metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3

• metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4

• También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de

vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a

los problemas ambientales que el uso de las pilas genera

• Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en

la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias.

• Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar

los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS

ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila

Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la

electrolisis del agua, etc.

• los oxidantes O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–,

CrO42–, Cr2O7

2–, MnO4–

• los reductores C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+,

Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO, NO, SO2

• OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación

Cu Cu2+ + 2e–

• REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación

Ag+ + 1e– Ag

• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:

– KMnO4 K+ + MnO4–

– H2SO4 2 H+ + SO42–

– KI K+ +I–

– MnSO4 Mn2+ + SO42–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– I2 y H2O están sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o

iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de

átomos:

Oxidación: 2 I– I2 + 2e–

Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoKMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 +

H2O• Tercera: Ajustar el nº de electrones de

forma que al sumar las dos

semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.: 5 x (2 I– I2 + 2e–)

Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Reacción global:

10 I– + 2 MnO4– 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

+ 16 H+ + 10 e– + 10 e–

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoKMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O

La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable)Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:– Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO4

2–

– KClO3 K+ +ClO3–

– KOH K+ + OH–

– K2CrO4 2 K+ + CrO42–

– KCl K+ + Cl–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– H2O está sin disociar.

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:Oxidación:

Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen

de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.

Cr3+ + 4 H2O CrO42– + 8 H+ + 3e–

Sumamos 8 OH- a los dos miembrosCr3+ + 4 H2O + 8 OH- CrO4

2– + 8 H+ + 8 OH- 3e–

Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–

Se observa que sale lo mismo

Reducción:ClO3

– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)

Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Reacción global:

2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 5 H2O + Cl–

• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4

La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.

a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5

Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2

R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl2

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de

KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad)

• Reacciones espontáneas:∆ G<0

Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química:

Pilas voltaicas (Cuba electroquímica)

• Reacciones no espontáneas: ∆ G>0

Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada:

Electrólisis (Cuba electrolítica)

Comparación de la polaridad de los

electrodos en pilas y electrólisis.

Pilas con hidrógeno

Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:

Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

• La reacción dada es la suma de las siguientes

semirreacciones:

Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)

Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–

• Para que la reacción sea espontánea tiene que

cumplirse que Epila > 0:

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0

luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más

tendencia a reducirse que las de I2). (El cloro se reduce

en presencia de iones ioduro)

Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de

Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué

electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila

correspondiente?

• ¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)

• Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag

Cu+2 + 2 e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu

(O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu)

Al+3 + 3 e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al

• Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

-( )

96500 º 96500

eq atM I t M I t

m gn e

Las masas atómicas

son dato del

problemas

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

-( )

96500 º 96500

eq atM I t M I t

m gn e

Una corriente de 4 amperioscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células

electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g

96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g

96500 C/eq 96500 C/eq