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Unidad 7 Ácidos y bases

0. IDEAS PREVIAS 0.1. Disoluciones acuosas 0.1. Primeras ideas A-B 1. TEORÍA DE ARRHENIUS 1.1. Definición A-B 1.2. Ventajas de la teoría 1.3. Inconvenientes de la teoría 2. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY 2.1.Definiciones 2.2. Ventajas y avances respecto a Arrhenius 3. PROPIEDADES A-B DEL AGUA. Autoionización 4. MEDIDA DE ACIDEZ DE UNA DISOLUCIÓN 4.1.pH 4.2. Instrumentos 4.3. Disociación A-B 4.3.1. Cte de disociación o ionización 4.3.2. Fuerza de ácidos 4.4. Cálculos pH en disolución 4.4.1. A fuerte, B fuerte 4.4.2. A débil o B débil 4.4.3. A fuerte + B fuerte 4.4.4. Hidrólisis sal AF+BF 4.4.5. Hidrólisis sal AF+BD 4.4.6. Hidrólisis sal AD+BF 4.4.7. Hidrólisis sal AD+BD 4.5. Disoluciones reguladoras 5. VALORACIONES A-B

ÍNDICE

Unidad 7. Ácidos y bases 3

0.Ideas previas

0.1. Disoluciones acuosas 0.1.1. No electrolitos 0.1.2. Electrolitos Se disocian en iones total o parcialmente 0.1.2.1. Fuertes (compuestos iónicos y covalentes de Kd> 10-2 0.1.2.2. Débiles

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0.Ideas previas

0.2. Primeras ideas A-B Los diferenciaba su sabor y textura XVII Boyle los relaciona con sus propiedades químicas XVIII 1727 Lavoisier. Relaciona propiedades ác con un elemento químico (0) XIX 1810 Davy lo relaciona con H. Incovenientes: hay ác sin H y sust con H sin ser ácidos. 1888 J Liebig- Hay dos tipos de H. Es ác el que se sustituye por metales Bases: las sustancias de comportamiento antiácido finales de siglo. Arrhenius. Producen H+ o producen OH-

XX Brönsted-Lowry transferencia de protones Lewis B: sustancia con pares de electrones solitarios A: sustancia que acepta pares de electrones de las

bases


Estudiando las propiedades coligativas de las disoluciones, encontró valores anormalmente altos en la conductividad eléctrica de estas disoluciones

Teoría de la disociación electrolítica

Los electrolitos en disolución acuosa están disociados en sus iones respectivos.

Definición de electrolito: sustancia que, al disolverse en agua, experimenta una disociación total o parcial en sus iones.

Fracción de moléculas disociadas en iones = grado de disociación α

1.Teoría de Arrhenius de ácidos y bases



1.1. Definición de A y B: Ácido :sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus

iones, liberando H+ . Base: sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando OH- .



1.2.Ventajas: •  Define qué es una base •  Justifica la neutralización •  Introduce α como grado de ionización. A mayor α, mayor acidez o basicidad •  En disoluciones: si H+>OH- disolución ácida si OH->H+ disolución básica

1.3.Inconvenientes: •  Limita las definiciones a disoluciones acuosas •  No justifica la basicidad de bases que no liberan OH-(NH3) •  El H+ por su pño tño no puede existir. Se une a la molécula de agua originando el

oxonio H3O+ácida

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2.Teoría de Brönsted-Lowry de ácidos y bases

2.1.Definiciones Ácido: sustancia capaz de ceder un protón, H+, a una base. Base: sustancia capaz de aceptar un protón, H+, de un ácido.

a. Atención a la doble flecha equilibrio (Ke) b. El proceso de neutralización es la transferencia de un protón de un ácido a una base


2.Teoría de Brönsted-Lowry de ácidos y bases

c. Pares conjugados ácido-base

d. Sustancias anfóteras

HA/A- ác/base conjugado HB+/ B ác/base conjugado


2.2. Comparación con la teoría de Arrhenius

Ventajas: •  Define qué es una base (hasta el

momento no se había definido) •  Justifica la neutralización •  Introduce α como grado de ionización. A

mayor α, mayor acidez o basicidad •  En disoluciones: si H+>OH- disolución ácida si OH->H+ disolución básica Inconvenientes: •  Limita las definiciones a disoluciones

acuosas •  No justifica la basicidad de bases que no

liberan OH-(NH3) •  El H+ por su pño tño no puede existir. Se

une a la molécula de agua originando el oxonio H3O+ácida

Avances

•  Define qué es una base para cualquier sustancia

•  Justifica la neutralización como transferencia de un protón a una base

•  Las reacciones ácido base son equilibrios con mayor o menor grado de disociación α según su Ke

•  No limita las definiciones a disoluciones acuosas. Válidas para cualquier disolvente

•  Justifica la basicidad de bases como NH3, CO32-,

S2-, CN-, aminas… •  Permite dar explicación a las sustancias

anfóteras


3.Propiedades A-B del agua. AUTOIONIZACIÓN

Kw = [H3O+] · [OH-]

Producto iónico del agua.


3.Propiedades A-B del agua

Kw = [H3O+] · [OH-] 1.  En agua pura [H3O+]= [OH-]

2.  La concentración de ambos iones depende de la temperatura

3.  Si la disolución no es neutra la [ ] de uno de los iones es mayor que la del otro, pero el producto Kw es cte ( a la temperatura dada)

4.  Nunca [H3O+] y [OH-] puede ser 0 •  Disoluciones ácidas [H3O+]> [OH-]

[H3O+] = Kw /[OH-]

•  Disoluciones básicas [H3O+]< [OH-]

[OH-] = Kw / [H3O+]

Producto iónico del agua. AUTOIONIZACIÓN


4.Medida de la acidez de una disolución 4.1 Concepto de pH(Sorensen 1909)

pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]

pH + pOH = 14


4.Medida de la acidez de una disolución 4.2 Instrumentos * Sustancias indicadoras * Pehachímetros * Papel indicador


4.Medida de la acidez de una disolución

4.3 Disociación ácido-base


*Ácido fuerte Cuando tiene mucha tendencia a ceder protones(a una base)

*Base fuerte Cuando tiene mucha tendencia a aceptar protones(de un ácido)

*Sustancia de referencia H2O

Permite ordenar las sustancias por su carácter ácido o básico según su comportamiento frente al agua

*Ácido fuerte Sustancia totalmente disociada en

agua. Reacción irreversible *Ácido débil Sustancia parcialmente disociada

en agua. Reacción reversible

*Base fuerte Sustancia totalmente ionizada en

agua. Reacción irreversible *Base débil Sustancia parcialmente ionizada en

agua. Reacción reversible



Grado de disociación

C ioni

α= Co

•  Su valor depende de la concentración

•  Aumenta con la dilución

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4.3.1. Constante de disociación o ionización

HA(aq) + H2O (l) A-(aq) + H3O+(aq) •  Como cualquier K, su valor depende de la temperatura

•  Nos indica el mayor o menor grado de desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, y por lo tanto su mayor o menor fuerza como ácido (o como base)

•  En disoluciones diluidas podremos considerar cte la de agua

Ke= [A-]· [H3O+] [HA]·[H2O]

Ke·[H2O] = [A-]· [H3O+] [HA]

Ka = [A-] · [H3O+] [HA]


4.Medida de la acidez de una disolución 4.3.1. Constante de disociación o ionización



Relación entre la fuerza de un ácido y su base conjugada

Ácido: HA(aq) + H2O (l) A-(aq) + H3O+(aq) ; Ka

Base conjugada: A-(aq) + H2O (l) HA(aq) + OH-(aq); Kb

Reacción global: H2O (l) + H2O (l) H3O+(aq) + OH-(aq) Kw

K a · K b= K w



4.3.2. Fuerza de un ácido y su estructura molecular

Cualquier sustancia que facilite la salida del átomo de H sin su electrón

incidirá en que dicha sustancia tenga mayor poder ácido: 1.  Ácido hidrácidos: La energía de enlace decrece de F a I

2.  En los oxoácidos: •  A é EN del át central éatracción de los e- q comparte con el O y es más

sencillo que libere el H

•  Cuanto mayor es el nº de oxidación del át central, más capacidad tiene de polarizar el enlace O-H y mejor se desprende el H


4.Medida de la acidez de una disolución 4.3.2. Fuerza de un ácido y su estructura molecular 3. Fuerza de ácidos poliprótidos

Ácidos que pueden ceder más de un protón: 1.  Los protones no se ceden todos a la vez, sino en sucesivas etapas,

cada paso con una cte de acidez diferente

2.  Las cesiones son cada vez más difíciles. Sus ctes van siendo cada vez menores


4.4.1. Ácido fuerte o base fuerte

[ácido] o [base] coinciden según disociación con la [H3O]+ o [OH]-


4.4 Cálculos de pH en disolución



4.4.2. Ácido débil o base débil 1.  Aplicación de la ley de equilibrio químico

2.  Proceso de autoionización aporta [H3O]+ o [OH]-; pero podemos despreciarlo a excepción de los siguientes casos:

* Ante ácidos o bases muy diluidos: [ ]≤ 10-7

* Cuando se trate de ácidos o bases muy débiles con valores de K a o K b ≤ 10-11

2.  En caso de ácidos o bases débiles con valores de K a o K b ≤ 10-5 , lo que se disocia es despreciable a la [ ] inicial salvo en disoluciones muy diluidas



•  Ácido fuerte o base fuerte •  Ácido débil o base débil



4.4.3. Mezcla de ácido fuerte y base fuerte Siempre obtendremos una sal y agua. A destacar:

1.  La sal resultante no experimenta hidrólisis

2.  Si los reactivos están en proporciones estequiométricas, el pH resultante es neutro. De no ser así, tendremos uno de los reactivos en exceso, que será el que fije el valor del pH


4.Medida de la acidez de una disolución •  Hidrólisis de sales Fenómeno por el cual uno o dos iones que forman una sal reaccionan con el agua. Este hecho conlleva un exceso de [H3O]+ o [OH]-, por lo que se va a modificar el pH de la disolución

•  Aspectos atener en cuenta: 1.  Los aniones y cationes procedentes de la sal. Dan lugar a cuatro

casos a) A fuerte/B fuerte

b) A fuerte/B débil

c) A débil/B fuerte

d) A débil/B débil

2.  El concepto de par conjugado y la relación ácido-base que existen entre ellos


4.Medida de la acidez de una disolución •  Hidrólisis de sales Fenómeno por el cual uno o dos iones que forman una sal reaccionan con el agua. Este hecho conlleva un exceso de [H3O]+ o [OH]-, por lo que se va a modificar el pH de la disolución

•  Planteamiento a seguir 1.  Escribir la disociación de la sal en agua.

2.  Ver la procedencia de los iones formados

3.  Analizar el comportamiento ácido-base de los iones en el agua



•  Hidrólisis de sales

4.4.4. A fuerte/B fuerte

La sal procedente no modifica el pH del agua; es decir a 25ºC

pH= 7



4.4.5. A fuerte/B débil La sal procedente varía el pH del agua haciéndole

ácido; es decir a 25ºC

pH< 7

K h = K w /· K b

A é debilidad de la base, é acidez final

αh = [ion B déb]h/ [sal]





4.4.6. A débil/B fuerte La sal procedente varía el pH del agua haciéndole

básico; es decir a 25ºC

pH> 7

K h = K w /· K a

A é debilidad del ácido, é basicidad final

αh = [ion A déb]h/ [sal]

Unidad 7 Ácidos y bases 32



4.4.7. A débil/B débil

Los dos iones presentan hidrólisis, dependiendo del grado de hidrólisis de cada ion será ácida o básica. Si dependen de K h1 y K h2, dependerá pues de K a y K b

respectivamente

K a = K b a 25ºC pH= 7K NEUTRA

K a > K b a 25ºC pH<7 ÁCIDA

K a < K b a 25ºC pH>7 BÁSICA


Es importante disponer de sistemas químicos que sean capaces de mantener cte el pH de una disolución ante la adición externa de pequeñas cantidades de un ácido o de una base

Rango de pH de actuación de dos enzimas genéricas A y B.

Tipos:

•  Ácido débil y una sal de dicho ácido AcH + NaAc

•  Base débil y una sal de dicha base NH3 + NH4Cl

4.4 Disoluciones reguladoras


Variación del pH de una disolución reguladora acético/acetato al añadirle un ácido o una base fuerte.

AcNa(s) è Ac-(aq) + Na+(aq)

AcH(s) è Ac-(aq) + H3O+(aq)

[Ac]-·[H3O]+

Ka= [AcH] [AcH] · Ka [H3O]+= [Ac] -

-

[AcH] · pH= -log Ka [Ac] -

C ácido pH= -log Ka C sal

4.4 Disoluciones reguladoras


5.Valoraciones ácido-base

Definición: Técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir de su reacción ácido-base con otra disolución de concentración conocidac

Punto de equivalencia: Punto en el que el nº de moles de iones hidronio u oxonio procedentes del ácido neutraliza el nº de moles de iones hidróxido procedentes de la base

Fundamentadas en el cambio brusco que experimenta la concentración de iones H3O+ cuando la reacción se ha completado



Indicador: Ácido o base débil, caracterizado por tener diferente color la forma ácida y su base conjugada (o la forma básica y su ácido conjugado)

1.  Para que se aprecie bien el color, es necesario que la concentración de una de las especies sea, al menos, diez veces mayor que la otra

2.  El cambio de color debe producirse, no a un valor concreto del pH, sino en un intervalo de este.

3.  A menor intervalo de viraje, más útil es el indicador

Anaranjado de metilo.

HIn(aq) + H2O(l) In- (aq) + H3O+(aq)

Medio ácido= rojo Medio neutro= naranja Medio básico= amarillo


5. Valoraciones ácido-base

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