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Tema 8 Reacciones ácido-base

Tema 8 Reacciones ácido-base. Tema 2 Estequiometría. Tema 3 Termoquímica. Tema 4 Espontaneidad. ¿Cuánto se produce? ¿Cuánto reacciona?. ¿Desprende o absorbe calor? ¿Cuánto calor?. ¿Por qué se produce? ¿En qué dirección?. Tipos. Tema 8: Eq. ácido-base. Tema 9: Eq. solubilidad.

Audrey
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Tema 8 Reacciones ácido-base

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  1. Tema 8 Reacciones ácido-base

  2. Tema 2 Estequiometría Tema 3 Termoquímica Tema 4 Espontaneidad ¿Cuánto se produce? ¿Cuánto reacciona? ¿Desprende o absorbe calor? ¿Cuánto calor? ¿Por qué se produce? ¿En qué dirección? Tipos Tema 8: Eq. ácido-base Tema 9: Eq. solubilidad Tema 6 Eq. de fases Tema 7 Disoluciones Tema 10: Eq. redox Tema 5 Equilibrio Tema 11 Cinética Reacciones químicas ¿Cuándo se alcanza? ¿Cómo modificarlo? ¿Cómo de rápido va? ¿Cómo acelerarla?

  3. “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases” B. M. Mahan y R. J. Myers Química. Curso Universitario (4ª ed.).

  4. CONTENIDO 1.- Definiciones de ácidos y bases. 2.- La autoionización del agua. Escala de pH. 3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización. 4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización. 5.- Hidrólisis. 6.- Disoluciones amortiguadoras. 7.- Indicadores. 8.- Valoraciones ácido-base.

  5. 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883) Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH- NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

  6. 1903 Tercer premio Nobelde Química “En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”. Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general [http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html] Svante August Arrhenius(1859-1927)

  7. CH3COOH (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia protónica ácido ácido base base Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base) 1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ NH3 (aq) + H2O (l) «NH4+ (aq) + OH- (aq)

  8. Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947) Thomas Martin Lowry(1874-1936)

  9. + H H :N H H N H H+ + H H 1.3.- Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos. Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

  10. El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies Definición más general F H H N: + B F H F base ácido F H B F H N H F Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

  11. Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) «H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo] - log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH 2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH. pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-]

  12. DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 7 ácida básica pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7ÞpH = 7 [OH-] = 10-7ÞpOH = 7

  13. Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Constante de acidez(de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka®¥) 3 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

  14. Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) «BH+ (aq) + OH- (aq) Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb®¥) B (aq) + H2O (l) «BH+ (aq) + OH- (aq) En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas Kw = Ka Kb

  15. MÉTODO GENERAL • Expresiones de las constantes de equilibrio • Balance de materia • Balance de cargas (condición de electroneutralidad) • Resolución del sistema de ecuaciones 4 TRATAMIENTO EXACTO DE LOSEQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN. ¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas lasespecies presentes en una disolución en la que se establecendiversos equilibrios de ionización?

  16. P.ej.: equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Equilibrios presentes 2 H2O (l) «H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] 1. Expresiones de las constantes de equilibrio 2. Balance de materia: [HA]o + [A-]o = [HA] + [A-] 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) [H3O+]= [A-] + [OH-] 4. Resolver el sistema: 4 ecuaciones con 4 incógnitas

  17. Neutras Ácidas Básicas Comportamiento ácido–base de las sales 5 HIDRÓLISIS. ¿Cómo determinarlo de forma cualitativa? • Disociar la sal en sus iones • Identificar su procedencia • Determinar cuáles se pueden hidrolizar • Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

  18. Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza H2O NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra 5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

  19. Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza H2O NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza NH4+ (aq) + H2O (l) «NH3 (aq) +H3O+ (aq) 5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil [p.ej.: NH4Cl] Disolución ácida

  20. Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza H2O CH3COONa (s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza CH3COO- (aq) + H2O (l) «CH3COOH (aq) +OH- (aq) 5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte [p.ej.: CH3COONa] Disolución básica

  21. Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza H2O NH4CN (s) NH4+ (aq) + CN- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza 5.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil [p.ej.: NH4CN] Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) ÞDisolución neutra [Para el NH4CN: disolución básica]

  22. Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) 6 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones quemantienen un pH aproximadamente constante cuando se agreganpequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada(o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

  23. HA (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Mecanismo de acción: Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda,disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará. Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muypoco y el pH apenas se modificará. P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3. * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686.

  24. Ecuación de Henderson-Hasselbalch ¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón? Exacta Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugadason grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,comparadas con las iniciales. Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibriose pueden aproximar por las concentraciones iniciales. Aproximada

  25. Lawrence Joseph Henderson(1878-1942) Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)

  26. Características importantes de una disolución amortiguadora: * Su pH Þ depende de Ka y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puedeagregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar demodo apreciable. ¿De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

  27. HInd (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + Ind- (aq) Color A Color B 7 INDICADORES. Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/baseconjugadas presentan colores diferentes. Cuando a una disolución le añadimos un indicador,estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.

  28. ¿Qué color veré? • Si [HInd]/[Ind-] ³10 Þ Color A (predomina forma ácida) • Si [HInd]/[Ind-] £0.1 Þ Color B (predomina forma básica) • Si 0.1<[HInd]/[Ind-]< 10 Þ Color mezcla de A y B El cociente depende de la Ka y del pH: • Si [HInd]/[Ind-] ³10 Þ [H3O+] ³10 KInd Þ pH £ pKInd –1Color A (predomina forma ácida) • Si [HInd]/[Ind-] £0.1 Þ [H3O+] £0.1 KInd Þ pH ³ pKInd +1Color B(predomina forma básica) • Si 0.1<[HInd]/[Ind-]< 10 Þ pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

  29. Intervalos de viraje de indicadores

  30. 8 VALORACIONES ÁCIDO-BASE. ¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácidoo de una base en una disolución? Método más empleado: valoración ácido-base Una disolución que contiene una concentración conocida debase (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido(o de base) de concentración desconocida. Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido)necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se logra la neutralización completa: Punto de equivalencia

  31. Punto deequivalencia ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del pH en función delvolumen añadido.

  32. ¿Cuál es el pH del punto de equivalencia? • Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) Þ pH = 7 • Si valoro ácido débil con base fuerte Þ pH > 7 • Si valoro base débil con ácido fuerte Þ pH < 7 ¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad derepresentar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega alpunto de equivalencia.

  33. Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el saltode pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia. p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

  34. Curva de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte:

  35. Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:

  36. Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte:

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