1 / 38

Unidad 7 Ácidos y bases

Unidad 7 Ácidos y bases. ÍNDICE. 0. IDEAS PREVIAS 0.1. Disoluciones ac uosas 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

kaethe
Download Presentation

Unidad 7 Ácidos y bases

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Unidad 7 Ácidos y bases

  2. ÍNDICE 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

  3. Unidad 7. Ácidos y bases 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

  4. 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- • XXBrönsted-Lowry transferencia de protones • Lewis B: sustancia con pares de electrones solitarios • A: sustancia que acepta pares de electrones de las bases

  5. Unidad 7. Ácidos y bases 1.Teoría de Arrhenius de ácidos y 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 a

  6. Unidad 7. Ácidos y bases 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- .

  7. Unidad 7. Ácidos y bases 1.Teoría de Arrhenius de ácidos y bases • 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 (hidronio) H3O+ácida

  8. 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

  9. Unidad 7. Ácidos y bases 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

  10. Unidad 7. Ácidos y bases 2.2. Comparación con la teoría de Arrhenius • Avances • Define qué es una basepara 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 • 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

  11. Unidad 7. Ácidos y bases 3.Propiedades A-B del agua. AUTOIONIZACIÓN Producto iónico del agua. Kw = [H3O+] · [OH-]

  12. Unidad 7. Ácidos y bases 3.Propiedades A-B del agua Producto iónico del agua. AUTOIONIZACIÓN Kw = [H3O+] · [OH-] • En agua pura [H3O+]= [OH-] • La concentración de ambos iones depende de la temperatura • 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) • Nunca [H3O+] y [OH-] puede ser 0 • Disoluciones ácidas [H3O+]> [OH-] • [H3O+] = Kw /[OH-] • Disoluciones básicas [H3O+]< [OH-] • [OH-] = Kw / [H3O+]

  13. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución 4.1 Concepto de pH(Sorensen 1909) pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

  14. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 4.2 Instrumentos * Sustancias indicadoras • * Pehachímetros • * Papel indicador

  15. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución 4.3 Disociación ácido-base

  16. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución *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

  17. Unidad 7. Ácidos y bases • Grado de disociación C ioni α= Co • Su valor depende de la concentración • Aumenta con la dilución

  18. 4.Medida de la acidez de una disolución • 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]

  19. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 4.3.1. Constante de disociación o ionización

  20. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 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

  21. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 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: • Ácido hidrácidos: La energía de enlace decrece de F a I • En los oxoácidos: • A  EN del át central atracción 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

  22. Unidad 7. Ácidos y bases 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: • Los protones no se ceden todos a la vez, sino en sucesivas etapas, cada paso con una cte de acidez diferente • Las cesiones son cada vez más difíciles. Sus ctes van siendo cada vez menores

  23. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución 4.4 Cálculos de pH en disolución 4.4.1. Ácido fuerte o base fuerte [ácido] o [base] coinciden según disociación con la [H3O]+ o [OH]-

  24. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 4.4.2. Ácido débil o base débil • Aplicación de la ley de equilibrio químico • 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 • 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

  25. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • Ácido fuerte o base fuerte • Ácido débil o base débil

  26. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución 4.4.3. Mezcla de ácido fuerte y base fuerte Siempre obtendremos una sal y agua. A destacar: La sal resultante no experimenta hidrólisis 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

  27. Unidad 7. Ácidos y bases 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 a tener en cuenta: • 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 • El concepto de par conjugado y la relación ácido-base que existen entre ellos

  28. Unidad 7. Ácidos y bases 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 • Escribir la disociación de la sal en agua. • Ver la procedencia de los iones formados • Analizar el comportamiento ácido-base de los iones en el agua

  29. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • 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

  30. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • Hidrólisis de sales • 4.4.5. A fuerte/B débil La sal procedente varía el pH del agua haciéndole ácido; es decir a 25ºC pH< 7 αh =[ion B déb]h/ [sal] K h =K w /· K b A debilidad de la base, acidez final

  31. Unidad 7. Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • Hidrólisis de sales • 4.4.6. A débil/B fuerte La sal procedente varía el pH del agua haciéndole básico; es decir a 25ºC pH> 7 αh =[ion A déb]h/ [sal] K h =K w /· K a A  debilidad del ácido,  basicidad final

  32. Unidad 7 Ácidos y bases 4.Medida de la acidez de una disolución • Hidrólisis de sales • 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

  33. Unidad 7. Ácidos y bases 4.4 Disoluciones reguladoras 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 • Tipos: • Ácido débil y una sal de dicho ácido • AcH + NaAc • Base débil y una sal de dicha base • NH3 + NH4Cl Rango de pH de actuación de dos enzimas genéricas A y B.

  34. Unidad 7. Ácidos y bases 4.4 Disoluciones reguladoras AcNa(s)  Ac-(aq) + Na+(aq) AcH(s)  Ac-(aq) + H3O+(aq) [Ac]-·[H3O]+ Ka= [AcH] - [AcH] · Ka [H3O]+= [Ac] - [AcH] · pH= -log Ka [Ac] - Variación del pH de una disolución reguladora acético/acetato al añadirle un ácido o una base fuerte. C ácido pH= -log Ka C sal

  35. Unidad 7. Ácidos y bases 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

  36. Unidad 7. Ácidos y bases 5.Valoraciones ácido-base 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) Anaranjado de metilo. HIn(aq) + H2O(l) In- (aq) + H3O+(aq) Medio ácido= rojo Medio neutro= naranja Medio básico= amarillo 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 El cambio de color debe producirse, no a un valor concreto del pH, sino en un intervalo de este. A menor intervalo de viraje, más útil es el indicador

  37. Unidad 7. Ácidos y bases 5. Valoraciones ácido-base

  38. Unidad 7. Ácidos y bases 5.Valoraciones ácido-base

More Related