Presentación de PowerPoint -...

Ácido-baseÁcido-baseINTRODUCCIÓN

Antiguamente, y hoy en día también, se caracterizaban los ácidos por:

a) Su sabor agrio (ac. cítrico, vinagre,...).

b) La coloración roja dada al papel de tornasol.

c) Su acción picante sobre la piel.

análogamente las bases por:

a) Su sabor amargo.

b) Su untuosidad al tacto (lejía).

c) La coloración azul dada al papel de tornasol.

Lógicamente con estas características sólo se podía saber si una sustancia era ácida o básica, pero no se distinguía la fuerza de éstos.

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Teoría de Arrhenius(1880-1890)

Los ácidos como sustancias que al disolverlas en agua liberan protones,

Las bases eran sustancias que al disolverlas en agua liberan iones OH-.

Como podemos observar, a la vista de tales definiciones, los iones OH- y los protones H+ eran los responsables de las características de las bases y ácidos respectivamente. De este modo, cuando se ponen en contacto un ácido y una base ocurre una proceso de neutralización que origina la formación de agua:

H+ + OH- H2O

Sin embargo, la teoría de Arrhenius, aunque hoy en día se sigue utilizando en algunos aspectos, tiene algunos defectos:

1. Arrhenius consideraba como único disolvente el agua.

2. Existen sustancias como el NH3 que a pesar de no tener grupos OH- es capaz de comportarse como base:

NH3 + HCl NH4+ + Cl-

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Teoría de Bronted-Lowry

Bronted-Lowry ampliaron el concepto de ácido y base dado por Arrhenius y definieron

una sustancia ácida como aquella capaz de ceder un protón y

una sustancia básica como aquella capaz de aceptar un protón.

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Acido 1 Base 2 Acido 2 Base 1

Así, el par HCl/Cl- se le denomina ácido-base conjugado, es decir:

1.- ACIDO 1- BASE 1 : Par ácido-base conjugado.

2.- BASE 2- ACIDO 2: Otro par ácido -base conjugado.

© MaPa´03


Ejemplos

CO3 2- + H2O HCO 3- + OH-

Base 1 Acido 2 Acido 1 Base 2

HCl + NH3 NH4+ + Cl-


Efectivamente, a través de estos ejemplos, se puede comprobar la ampliación del concepto ácido-base dado inicialmente por Arrhenius. Podemos ver que un ácido será tanto más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a ceder protones (análogo al concepto de Arrhenius), sin embargo, hay que mencionar que la tendencia a la cesión de protones no va a depender sólo del propio ácido sino que dependerá también de la base que tenga en frente

© MaPa´03


Así, el HCl en agua es un ácido fuerte y se disocia de la siguiente forma:


ác. fuerte base conj. débil

Pero cuando el HCl se encuentra como disolvente al ácido acético, ya no es un ácido

tan fuerte, es decir, no tiene tanta tendencia a ceder protones

HCl + CH3-COOH CH3COOH2+ + Cl-

Incluso podemos decir que ácidos muy conocidos como el HNO3 cuando se encuentran

frente a ácidos como el HF, actúan como bases. Así pues:

HF + HNO3 F- + H2NO3+

Nosotros vamos a estudiar fundamentalmente las reacciones ácido-base en medio acuoso sin embargo, hoy en dia las reacciones ácido-base son importantes en cualquier tipo de disolvente (Q. orgánica).

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Fuerza de ácidos y bases.Constantes de acidez y basicidad

Ya hemos visto la definición de ácidos y bases dadas por Bronsted y Lowry. Suponga-

mos pues un ácido HA y una base B- que en disolución acuosa se disocian de la si-

guiente forma:

HA + H2O A- + H3O+

B- + H2O BH + OH-

El primer equilibrio de disociación se caracteriza por una cte que llamaremos Ka y

que es igual a:

donde la concentración de agua no se suele incluirse en las ctes Ka o Kb.

© MaPa´03

H2 OHA

H3 O+A-

Ka =


análogamente para la base, tenemos:

donde Ka y Kb son las ctes de acidez y basicidad respectivamente. Dichas ctes midenla fuerza de ácidos y base ya que si tenemos dos ácidos, y uno tiene una cte de ácidezmayor que el otro, indicará que el más ácido es el que tiene la Ka mayor. Veamoslo:

Si Ka aumenta, indica que la concentración de protones aumenta, es decir, que el ácidotiene más tendencia a ceder protones y, por tanto, es más fuerte. Lo mismo sucederá con las bases.

© MaPa´03

H2 OHA

H3 O+A-

Ka =

Kb =BH OH-

B-


Hay ácidos que tienen más de un protón que pueden ceder y, por tanto, presentaran varias ctes de acidez, Así tenemos:

H3PO4 H+ + H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO4

-2

HPO4-2 H+ + PO4

-3

La ctes de ácidez tienen los siguientes valores:

Ka1 = 7,5*10-3 : Ka2 = 6,2*10-8 : Ka3 = 1*10-12

Como podemos ver Ka1 > Ka2 > Ka3 , lo que nos indica que la concentración de protones liberada por el ácido corresponderá prácticamente en su totalidad a la primera disociación.

© MaPa´03

H3 PO4

H2 PO4-H+

Ka1 =

H2 PO4-

HPO4-2H+

Ka2 =

Ka3 =H+ HPO4

-3

H2 PO4-2


Ejemplos de ctes de acidez

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- Ka = 1,8*10-5

HCOOH + H2O H3O+ + HCOO- Ka = 1,8*10-4

ClCH2COOH + H2O H3O+ + ClCH2COO- Ka = 1,4*10-3

H2S + H2O H3O+ + HS- Ka = 1,1*10-7

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Autoionización del agua

Según la definición de Bronsted-Lowry, el agua puede actuar como ácido y como basedando lugar a un equilibrio de autoionización. Así:

H2O + H2O H3O+ + OH-


Dicho equilibrio se caracteriza por una cte, tal que:

En la mayoría de las reaccciones ácido-base la concentración de agua permanece cte y suele incluirse en el valor de la cte de equilibrio.

si consideramos que , resulta que tenemos qu

que es la expresión del producto iónico del agua.

© MaPa´03

OH-H3 O+

H2 O 2K =

=K 2 H3 O+ OH -H2 O

Kw = K 2H2O Kw = H3 O+ OH-


El valor del producto de las concentraciones varía muy poco con la temperatura y seacostumbra a tomarlo como

Se puede encontrar una relación muy interesante entre las ctes de acidez y basicidad de un par ácido base y el producto iónico del agua. Sea pues:

HA A- + H3O+

A- + H2O AH + OH-

Multiplicando las dos expresiones anteriores, tenemos:

© MaPa´03

OH-H3 O+Kw = = 10 -14 a 25º C y = mol/l

HA

H3 O+A-

Ka =

OH-

Kb = AH

A-

Ka * Kb = Kw


El equilibrio de autoionización no es exclusivo del agua líquida, pues existen otras sustancias líquidas que también lo presentan. Así, tenemos:

2 NH3 NH2- + NH4+

2 H2SO4 HSO4- + H3SO4

+

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Clasificación de las disoluciones. Escala de pH

Ya hemos visto que el agua pura se encuentra disociada en iones y, aunque, aparentemente no debieraconducir la corriente eléctrica (aislante), resulta que cuando se hacen medidas de conductividad con aparatos muy sensibles, el agua conduce la corriente en pequeña proporción. Por esto el producto iónico es de 10-14 . Según el equilibrio planteado anteriormente, una molécula de agua libera igual nº de protones que degrupos OH-, por tanto si la concentración de protones y grupos hidroxilo es la misma y además:

© MaPa´03

Kw = H3 O+ OH- = 10-14

= 10 -7H3 O+ = OH -

Si al agua pura le añadimos protones resulta que aumenta la y para que el producto iónico se siga manteniendo cte ha de disminuir la concentración de grupos OH- . Análogamente si la concentración de OH- aumenta, tiene que disminuir la concentración de protones. Por tanto, tenemos un criterio para la clasificación de las disoluciones

H3O+

Ácido-base Ácido-base Clasificación de las disoluciones. Escala de pH

Con la idea de trabajar con números más sencillos, Sorensen introdujo la escala de pH. Lo definió como:

pH = - log

De este modo podemos clasificar las disoluciones en función del pH. Así, tenemos:

1. Disolución básica: pH > 7

2. Disolución neutra: pH = 7

3. Disolución ácida: pH < 7

© MaPa´03

H3 O+

= 10 -7H3 O+ = OH -Si

Si > OH-

Si H3 O+ < OH-

disolución neutra

disolución ácida

disolución básica

H3 O+

H3 O+

> 10 -7

< 10 -7

H3 O+

Ácido-base Ácido-base Clasificación de las disoluciones. Escala de pHPor otra parte, tal y como hemos definido el pH, se pueden definir el pKa, pKw, pOH,

pKb. De esta manera y partiendo de la expresión:

= 10-14

podemos deducir que:

pH + pOH = 14 (1)

pues si tomamos logaritmos decimales y cambiamos de signo tenemos:

- log - log = 14

que es equivalente a (1).

El pH es una medida importante ya que muchas reacciones químicas, tanto en el laboratorio como en los organismos vivos, dependen del mismo.

© MaPa´03

Kw = H3 O+ OH-

H3 O+ OH-

Ácido-base Ácido-base Medida del pH. IndicadoresLa medida del pH exacta se puede realizar mediante aparatos denominados pH-metro

Sin embargo, en muchos casos basta con medidas aproximadas y, entonces, hacemos uso de los

indicadores de pH.

Los indicadores normalmente son sustancias orgánicas que presentan dos estructuras, que

tienen color diferente según se encuentren en medio ácido o básico.Estos indicadores, además,

se comportan como ácidos o bases débiles. Como ejemplo vamos a representar la estructura del

Rojo de Fenol.

© MaPa´03

OC-O3S

OH

OC-O3S

OH

+H3 O++ H 2 O

Ácido-base Ácido-base Medida del pH. Indicadores

© MaPa´03

Dón amarilla

Dón roja

In -

In -

<<

>>

HIn

HIn

H 3 O +

H 3 O +

HIn

In -

H 3 O +

K I =

Esquemáticamente:

De todas formas, el ojo humano sólo puede detectar cambios de color cuando el cociente entre la concentración de In- y HIn está comprendida entre 0.1 y 10. Por tanto:

= 10 Dón amarilla

= 1 Dón Naranja

= 0.1 Dón roja

In-

HIn

In-

HIn

In-

HIn

HI n + H2O H3O+ + I n -

Ácido-base Ácido-base Medida del pH. Indicadores

La concentración de protones correspondiente a estos cocientes es 10 KI, KI, 0.1 KI.

Esto nos permite deducir que los indicadores sólo cambian de color cuando se producen variaciones de pH

de aproximadamente 2 unidades, es decir:

© MaPa´03

pH = pKI ± 1

Ejemplos de indicadores:

Intervalo viraje Cambio de color ácido-base

- Anaranjado de metilo 2.1- 4.4 rojo- amarillo

- Rojo de metilo 4.2- 6.3 rojo- amarillo

- Fenolftaleína 8.3- 10 incoloro- rojo

Ácido-base Ácido-base Cálculo del pH.

Acidos y bases fuertes: HCl, NaOH

Los ácidos y bases fuertes en disolución acuosa se hallan totalmente disociados.


NaOH + H2O OH- + Na+

Para la primera reacción, tenemos que el pH será:

pH = - log

pero como el ácido está totalmente disociado, resulta que la concentración de protones es igual que la del

ácido inicial, luego:

pH = - log

para una base

pOH = - log

© MaPa´03

H3 O+

oAcido

oBase

y como pH + pOH = 14 ; pH = 14 - pOH


Acidos y bases débiles

Los ácidos y las bases débiles en disolución acuosa se encuentran parcialmente disociados, es decir, existirá equilibrio.

Supongamos un ácido débil como el acético cuya cte de acidez es 1.8*10-5. ¿ Cuál será el pH de una dón0.1 M de CH3COOH ?.

a) Planteamiento del equilibrio.

© MaPa´03

CH3COOH CH3COO- + H+

C(1- α) Cα Cα

H3 O+CH3 COO-

CH3 COOHKa =

sustituyendo, tenemos:

1 - α

Cα2

Ka =


Acidos y bases débiles

Cuando las ctes de acidez o basicidad son del orden de 10-5 o menores, resulta que a se puede despreciar frente a 1, luego:

Ka = Cα2 ; α =

© MaPa´03

Ka/C

¿ Cuál será la concentración de protones ?.

= Cα = C*

sustituyendo en la expresión de pH, tenemos:

pH = 1/2 ( pKa - log C )

para los datos de nuestro problema

pH = 1/2 ( 4.75 + 1 ) = 2.88

NOTA: Para una base débil el problema se resolverá de la misma forma.

H3 O+ Ka/C

Ácido-base Ácido-base Hidrólisis.Cálculo del pHHay sales que siendo neutras, y por tanto debieran tener pH = 7, presentan características ácidas o básicas cuando se disuelven en agua. ¿ A qué es debido esto ?

© MaPa´03

NH4Cl NH4+ + Cl-

pero los iones pueden reaccionar con el agua de acuerdo con la definición de Bronsted y Lowry. Asípues:

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

Cl- + H2O

El último equilibrio en realidad no es tal, lo podemos ver por la representación pues sólo hay una flecha, es decir, la reacción está desplazada hacia el miembro que presenta el ácido y la base más débiles.A la vista de esto podemos decir que sales neutras (NH4Cl) al disolverlas en agua pueden dar cáracterácido o básico a la disolución, ya que sus iones pueden reaccionar.¿ Qué iones reaccionarán ?. Puesto que el cloruro de amonio es una sal que proviene de ácido debil y ácido fuerte, podemos concluir que sólo reaccionarán los iones que provienen de ácidos o bases débiles. En nuestro caso el ión amonio.

HCl + OH-

Ácido-base Ácido-base Hidrólisis.Cálculo del pH

Tipos de hidrólisis

© MaPa´03

a) Sales de ácido fuerte y base fuerte: NaCl

NaCl + H2O Na+ + Cl-

Cl- + H2O HCl + OH-

Na+ + H2O NaOH + H+

b) Sales de ácido fuerte y base débil: NH4Cl

NH4Cl NH4+ + Cl-


+

Ácido-base Ácido-base Hidrólisis.Cálculo del pH

Tipos de hidrólisis

© MaPa´03

c) Sales de ácido débil y base fuerte: NaCH3COO

NaCH3COO Na+ + CH3COO-

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

d) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO

NH4CH3COO NH4+ + CH3COO-


+

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Ácido-base Ácido-base Hidrólisis.Cálculo del pHd) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO

El valor dependerá de la fuerza relativa del ácido y la base.

El equilibrio de hidrólisis total será:

© MaPa´03

NH4+ + CH3COO- + H2O NH3 + CH3COOH + OH- + H3O

+

[NH3] [CH3COOH] C2 αh2

Kh = –––––––––––––––––––––––––– = ------------------- (1)[NH4+] [CH3COO-] C2(1-αh)

H3 O+CH3 COO-

CH3 COOHKa =

[NH4+] [OH-]Kb = ––––––––––––––––

[NH3]

[NH4+] [CH3COO-] Ka*Kb = ––––––––––––––––––––- [H3O+] [OH-]

[NH3] [CH3COOH]

Ka * Kb = Kw/ Kh ; Kh = Kw/ Ka*Kb

Ácido-base Ácido-base Hidrólisis.Cálculo del pHd) Sales de ácido débil y base débil: NH4CH3COO

de (1) se deduce que: αh = √Kh ; por otra parte, tomando el equilibrio del ión

acetato, tenemos:

C2αh2

Ka = Kw/Kb = –––------–––––––––– ; Cαh = Kw/Kb*√Kh

C(1-αh)

por tanto, la concentración de protones será:

[H3O+] = Cαh = 1/2 *( Kw*Ka/ Kb); así el pH será:

pH = 1/2 ( pKw + pKa - pKb)

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Disoluciones reguladoras.Cuando al agua le añadimos H+ o OH- el pH varía considerablemente, sin embargo, existe un tipo de disoluciones, denominadas reguladoras, que permiten la adición de H+ u OH- sin que varie sensiblemente el pH.

Las disoluciones reguladoras están formadas por una sal de ácido débil y un ácido débil o bien un sal de base débil y una base débil. Por ejemplo las formadas por:

CH3COOH/NaCH3COO y NH4Cl/NH3.

© MaPa´03

Ácido-base Ácido-base Disoluciones reguladoras.Cálculo del pH.

NaCH3COO Na+ + CH3COO-

CH3COOH CH3COO- + H+

Despejando la concentración de protones y tomando logaritmos decimales, obtenemos:

pH = pKa + log [ CH3COO-]/ [HCH3COO]

Las disoluciones tampones son extraordinariamente importantes en los organismos vivos para controlar que el pH se mantenga constante. Así, el pH de la sangre tiene que ser cteya que variaciones de 0.3 unidades pueden ser fatales.

Naturaleza: Na2CO3/HCO3- ; Proteina/ Proteina-H+

© MaPa´03

H3 O+CH3 COO-

CH3 COOHKa =

Presentación de PowerPoint -...

Documents

Transcript of Presentación de PowerPoint -...