Reacciones de transferencia de protones

Reacciones

ácido-base

Ácidos y bases

• ÁCIDOS• sabor ácido• enrojecen la tintura o

papel azul de tornasol• disuelven el mármol• reaccionan con

metales desprenden H2

• neutralizan a las bases

• BASES• sabor amargo• azulean el papel o la

tintura de tornasol enrojecida

• sensación jabonosa al tacto

• neutralizan a los ácidos

Teoría de Arrhenius (1887)

• Ácido sustancia que tiene H y en agua se disocia dando H+.

• HCl(aq) Cl- (aq) + H+(aq)

• Base sustancia que tiene OH y en agua se disocia dando OH-.

• NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

• el H+(aq) se encuentra hidratado en forma de H3O+(aq) ion hidronio

Teoría de Brönsted y Lowry1923

• Ácido especie capaz de ceder protones.

• Base especie capaz de aceptar protones.

• Esta teoría incluye a la de Arrhenius y la amplia.

• Un ácido y una base que difieren en un protón se llaman par ácido-base conjugados. NH4

+/NH3

• ácido/base

Fortaleza de las especies conjugadas

• Las sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases se llaman ánfoteras (H2O)

• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa.

• Una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. El ácido cede protones a la base.

Fuerza de un ácido o de una base(sustancia de referencia el agua)

• Ácidos fuertes se encuentran totalmente disociados.

• Ácidos débiles se disocian parcialmente.

• La K del equilibrio y el grado de disociación , sirven para medir la fuerza de un ácido o base.

• Ka y Kb dependen de la temperatura.

• A mayor Ka , Kb y ; mayor fuerza del ácido o de la base.

Fuerza de ácidos y bases

• ÁCIDOS BASES

• HClO4 ClO4-

• HI I–

• HCl Cl–

• HNO3 NO3–

• H2SO4 HSO4-

• H3O+ H2O

• HSO4- SO4

=

• Ka (a 25 ºC)

• muy grande• muy grande• muy grande• muy grande• muy grande• 1• 1,3.10-2

Ácidos polipróticos

• Pueden ceder más de un protón, lo hacen de forma escalonada, cada vez con mayor dificultad. K1 >K2 >K3

• H3PO4 +H2OH3O+ + H2PO4– K1=7,5.10–3

• H2PO4– +H2OH3O+ + HPO4

= K2=6,2.10–8

• HPO4=

+H2OH3O+ + PO4–3 K3=2,2.10–13

Indicadores con diferentes sustancias

Ionización del agua (pH)

• El agua se autoioniza:

• H2O+H2O H3O +(aq) + OH –(aq)

• a 25 ºC la Kw vale 10–14 (producto iónico del agua) = H3O +OH –

• en el agua H3O +=OH – neutra

• si H3O +>OH – disolución ácida

• si H3O +<OH – disolución básica

Concepto de pH(SÖRENSEN 1909)

• Es el logaritmo decimal con signo cambiado de la concentración de iones H3O+.

• pH= -log[H3O+]

• pOH= -log[OH-]

• pH+pOH= 14

• pH=7 neutra

• pH< 7 ácida

• pH>7 básica

Predicción de reacciones ácido-base

• Dado un ácido HA y su base conjugada A-, Ka. Kb= 10-14= Kw

• para un equilibrio:

• Ácido1+Base2 Base1+Ácido2 ;la reacción estará desplazada en el sentido en que el ácido más fuerte ceda el protón.

• K= Ka(ácido1)/ Ka(ácido2)

Hidrólisis de sales( reacción de los iones de una sal con el agua)

• Si un catión se hidroliza da H3O+, disolución ácida. NH4

++ H2O H3O+

+ NH3

• Si un anión se hidroliza da OH-, disolución básica. CN-+ H2O HCN+ OH-

• Los cationes de los metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto Be), no sufren hidrólisis.

Hidrólisis de sales• Sales procedentes de:

– ácido fuerte y base fuerte, no sufren hidrólisis, disoluciones neutras, pH=7. NaCl

– ácido débil y base fuerte, se hidroliza el anión, disoluciones básicas, pH>7, KCN

– ácido fuerte y base débil, se hidroliza el catión, disoluciones ácidas, pH<7, NH4Cl

– ácido débil y base débil, se hidroliza el anión y el catión, la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado, NH4CN

Medida del pH. Sustancias indicadoras

• Sustancias que cambian de color cuando cambia el pH.

• Son ácidos o bases débiles, donde la forma ácida tiene un color diferente de la básica.

• HIn(colorA)+ H2O In– (color B)+ H3O+

• K= ([In -][H3O+])/[InH];

• ([HIn ]/[In -])=[H3O+])/K

• para apreciar bien el viraje, la [ ] de una de las formas, ha de ser 10 veces mayor que la de la otra.

indicadores

• Color A: ([HIn ]/[In -])= 10• color B: ([HIn ]/[In -])= 1/10

• color A: [H3O+ ]/K = 10, tomamos logaritmos; pH= pK- 1

• color B: [H3O+ ]/K = 1/10, tomamos logaritmos; pH= pK+ 1

• el cambio de color se produce en un intervalo de dos unidades, alrededor del valor de la K; pH= pK±1

Reacciones de neutralizaciónvolumetrías ácido-base

• Volumetría: determinación de la concentración de una disolución de un ácido o una base, mediante la medida de volúmenes de disolución.

• Ácido + base sal + agua• la disolución resultante en el punto de

equivalencia no tiene por qué ser neutra.• pH neutro si el ácido y la base es fuerte• curva de valoración: representación del pH

frente al volumen de ácido o base añadido.

volumetrías• Las volumetrías se basan en el cambio brusco de

pH que tiene lugar en el punto de equivalencia.

• Valorando NH3 con HCl, en el punto de equivalencia hay NH4Cl, de pH<7

• valorando CH3COOH con NaOH, en el punto de equivalencia hay CH3COONa, de pH>7

• un indicador es adecuado para una valoración si vira de color en las inmediaciones del punto de equivalencia.