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Guía de apoyo nº4 q2 m 2013 reacciones ácido-base

  1. 1. 1 Departamento de Ciencias y Tecnología Subsector: Química Profesor: Carlos Donoso E. Nivel: 2° año Medio Año: MMXIII Guía de Apoyo nº4 Reacciones Acido-Base Objetivos: - Distinguir los conceptos de ácido-base en las teorías de Arrhenius y de Brönsted-Lowry, y reconocer las limitaciones de la teoría de Arrhenius. - Identificar razonadamente los pares conjugados en las diferentes reacciones ácido-base. - Entender la complementariedad de los conceptos de ácido y base en la teoría de Brönsted-Lowry, así como el carácter relativo de estos conceptos. - Comprender el significado de los términos fuerte y débil aplicados a los ácidos y a las bases y proponer distintos ejemplos de unos y otros. - Comprender la autoionización del agua y utilizarla como referencia para diferenciar las disoluciones ácidas, básicas y neutras. - Conocer los conceptos de pH y de pOH y calcular su valor en las disoluciones de ácidos y bases, fuertes. - Comprender el comportamiento de los indicadores en presencia de un ácido o de una base e interpretar el significado de su intervalo de viraje.Ácidos y bases Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de especiales características yde gran interés práctico que hoy denominamos ácidos y bases.Dichas características incluyen propiedades peculiares de sabor, tacto, cambios de colorde determinadas sustancias, capacidad para realizar ciertas reacciones.A finales del siglo XIX y a principios del siglo XX se formularon las grandes teorías acercade la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y las bases; éstas son las teorías deArrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis.Teorías de Arrhenius En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) presentó su teoría dela disociación iónica, según la cual, muchas sustancias en disolución acuosaexperimentan una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. Así, las sales,como el cloruro de sodio, bromuro de calcio, nitrato de potasio o sulfato de cesio, sedisocian de esta forma NaCl  Na  Cl H2O  KNO3  K   NO3  H2O  CaBr2  Ca2  2Br  H2O  Cs2SO4  Cs2  SO42 H2O Esta disociación iónica, o disociación electrolítica, justifica la conductividad eléctricade las disoluciones acuosas de muchas sustancias que reciben el nombre deelectrólitos.Dentro de esta teoría, Arrhenius formuló las siguientes definiciones para los ácidos y lasbases. Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación deiones hidrógeno, H +.
  2. 2. 2 Base: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de ioneshidróxido, OH -.Ejemplos: HCl  H  Cl H2O  H2SO4  2H  SO42 H2O  NaOH  Na  OH H2O  Ca(OH)2  Ca2  2OH H2O En general, podemos representar el comportamiento de un ácido y una base deArrhenius, de la siguiente maneraÁcido: HA  H  A  y una Base: H2O  BOH  B  OH H2O  La reacción de neutralización tiene lugar cuando un ácido reaccionacompletamente con una base produciéndose una sal y agua. HCl  NaOH  NaCl  H2O H2O  H2SO4  2KOH  K 2SO4  H2O H2O En general, podemos escribir HA  BOH  BA  H2O H2O La teoría de Arrhenius, aunque constituyó un indudable avance, tiene importanteslimitaciones, ya que reduce y restringe excesivamente los conceptos de ácido y base.Según ésta teoría, los conceptos de ácido y base dependen de la presencia del agua comodisolvente. Sin embargo, se conocen abundantes sustancias que se comportan comoácidos y bases en ausencia de agua como disolvente. Además, hay sustancias que tienencarácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como sucede con losóxidos ácidos (CO2, SO3, Cl2O5,…). Junto con esto, existen muchas sustancias que tienencarácter básico sin contener iones OH—, como el amoníaco, NH3, o ciertas sales, comoNa2CO3 y NaHCO3.Teoría de Brönsted-Lowry En 1923, el danés J. N. Brönsted (1879-1947) y el inglés T. M. Lowry (1874-1936)propusieron, independientemente, una teoría acerca de los ácidos y las bases queampliaba notablemente los conceptos expuestos por Arrhenius.Según esta teoría: Ácido: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ión H +, es decir, un protón, a otra sustancia. Base: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ion H + de otra sustanciaLos conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido sólo actúa como dador deprotones en presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, la base. A su
  3. 3. 3vez, la base sólo puede aceptar algún protón si reacciona con un ácido que se lotransfiera.AsíPor lo tanto La reacción acido-base consiste en la transferencia de un protón H+ desde un ácido a una base.En principio, podemos considerar las reacciones ácido-base como equilibrios en los quelas sustancias formadas pueden también transferir un H+ entre ellas. En general,expresado como un equilibrio la reacción acido-base, tiene la siguiente formaUn par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y suácido conjugado. Otra forma de notarlos es designando a cada pareja con el mismosubíndice numérico  Ácido1  Base2  Ácido2  Base1 Estas reacciones ácido-base se definen en la teoría de Brönsted-Lowry como reaccionesde neutralización. La reacción de neutralización consiste en la transferencia de un protón de unácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada delácido.Comparación con las definiciones de Arrhenius Las definiciones de ácido y base dadas por Brönsted y Lowry son más amplias quelas de Arrhenius. En efecto: - Las definiciones de Brönsted-Lowry no se limitan a las disoluciones acuosas y son válidas para cualquier disolvente. - Aunque la definición de ácido puede considerarse casi análoga en las dos teorías, la definición de Brönsted y Lowry para las bases permite incluir como tales
  4. 4. 4 sustancias que no lo eran para Arrhenius, como NH 3, CO32-, HCO3 -, S2-, CH3NH2, etc. - El NaOH, y en general los hidróxidos, son propiamente bases de Brönsted-Lowry, como lo eran para Arrhenius, ya que aunque no pueden recibir un protón, se disocian y producen el ion OH— , que es capaz de aceptar ese protón formando H2O. Es decir  OH  H3O   2H2O Autoionización del Agua Se ha comprobado que el agua pura presenta una ligera conductividad eléctrica,indicio de que en ella existen iones en alguna cantidad, por pequeña que sea. En efecto,el agua experimenta un ligero proceso de autoionización en que unas moléculas de H2Otransfieren un H+ a otras, produciéndose una reacción ácido-base:  H2O(l)  H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac) o en forma más resumida  H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac) De esta forma, la constante de equilibrio, que llamaremos, producto iónico del agua,Kw, se representará por K w  H3O  OH    o en forma más general K w  H  OH    Su valor, a 25°C, es 10-14.Fuerza de los ácidos y de las bases La tendencia de los ácidos a ceder protones es muy variable. Por ejemplo, el ácidoclorhídrico, HCl, un electrólito fuerte, muestra tanta tendencia a cederlos que en lasdisoluciones acuosas diluidas sus moléculas están ionizadas casi en su totalidad. Poreste motivo, en la teoría de Brönsted-Lowry, el ácido clorhídrico se denomina ácidofuerte.    HCl(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  Cl(ac) A diferencia del HCl, el ácido fluorhídrico es un ácido débil, con poca tendencia a cederiones H+ a las bases. Como, a su vez, los iones F— formados por ionización tienden areaccionar con los iones H3O+, se establece el equilibrio:    HF(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  F(ac) 
  5. 5. 5Podemos representar dichos comportamientos en la siguiente gráfica Los ácidos fuertes se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas,debido a su gran tendencia a ceder iones H+. Son ácidos fuertes el HCl, el HClO4, el HI, elH2SO4 y el HNO3. Los ácidos débiles sólo se ionizan parcialmente, a causa de su débil tendencia aceder iones H+, apareciendo un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los ionesformados.De modo semejante, distinguimos las bases fuertes de las débiles: Las bases fuertes muestran gran tendencia a recibir iones H+ de los ácidos. Sonbases fuertes el LiOH, el CsOH, el NaOH, el Ca(OH)2, el Sr(OH)2, el Rb(OH)2 y el Ba(OH)2. Las bases débiles tienen poca tendencia a recibir iones H+, apareciendo unequilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones formados.Hay muy pocas bases débiles solubles en agua; una de ellas es el amoníaco, NH 3.Relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada El cuadro siguientemuestra la fuerza relativade distintos pares ácido-base conjugado. La fuerzade los ácidos se hamedido por su mayor omenor tendencia a cederiones H+ a una basecomún de referencia, elagua.Esta tabla nos permiteobtener la siguienteinformación
  6. 6. 6 - Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa. - Cada ácido tiene una mayor tendencia a ceder iones H+ a las bases situadas por debajo de él en la tabla y una menor o nula tendencia a cederlo a las bases situadas por encima de él.El pH de las disoluciones acuosas Las concentraciones de los iones H3O+ y OH— en las disoluciones acuosas soncantidades muy pequeñas y de incómodo manejo. Por ello, se utiliza una forma máspráctica de medición de la acidez y de la basicidad de estas disoluciones: la escala de pH.La escala de pH fue introducida por el químico danés S. Sörensen en 1909.Tomemos como punto de partida la autoionización del agua    H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac) La expresión de su constante de equilibrio es K w  H3O  OH   1014   Apliquemos logaritmo a cada miembro de la igualdad H3O  OH   1014        log H3O  OH   log 1014  log H3O   log OH   14  log10    Como el log10 =1, entonces log H3O   log OH   14    Ahora, multiplicamos ambos lados por -1.  log H3O   (  log OH  )  14    Definimos al operados p como –log, de manera que si A es una variable, pA= —logA.Por lo tanto, pH   log H3O    pOH   log OH   
  7. 7. 7La escala de pH se estructura de la siguiente maneraDisoluciones amortiguadoras Normalmente, si a una disolución acuosa se leañade alguna cantidad de un ácido o de una base, supH se modificará. Sin embargo, existen ciertasdisoluciones en las que, mediante un sencillomecanismo, se impide que tenga lugar algún cambioapreciable del pH. Son las disolucionesamortiguadoras. Disoluciones amortiguadoras o reguladoraso tampón o buffer son aquellas que son capaces demantener su pH prácticamente constante aunque se lesañadan pequeñas cantidades de un ácido o de unabase o cuando se diluyen.Estas disoluciones contienen, en concentracionesrelativamente elevadas, un ácido y una sal solublede la base conjugada de aquel; o bien, una basedébil y una sal soluble del ácido conjugado deella.Algunos ejemplos de estas disoluciones son: CH 3COOH/CH3COONa, H3PO4/NaH2PO4,NH3/NH4Cl, etc.Indicadores ácido-base Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de origen orgánico quepresentan la propiedad de variar su color dependiendo del carácter ácido o básico delas sustancias a las que se añaden. Hoy en día, esas sustancias se utilizan con lafinalidad de determinar el pH de las disoluciones y el punto final de las valoracionesácido-base. Reciben el nombre de indicadores ácido-base. Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil quetiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución enque se encuentra disuelto.El comportamiento de los indicadores es fácil de comprender. Supongamos que unindicador constituido por un ácido débil monoprótico de fórmula general HIn. Endisolución acuosa se ioniza ligeramente produciéndose su base conjugada In—.Supongamos que la forma protonada y desprotonada del indicador tienen coloresamarillo y azul, respectivamente.
  8. 8. 8Si se añade a una disolución de un ácido HA una pequeña cantidad de la disolución delindicador, tienen lugar simultáneamente dos procesos: el equilibrio de ionización delindicador y del ácido.    HIn(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  In(ac)     HA(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  A(ac) Al aumentar la concentración de [H3O+], por efecto del ion común, el equilibrio delindicador se desplaza hacia la izquierda. Como consecuencia, el color predominante en ladisolución será el de la forma ácida HIn.Si se agrega una pequeña cantidad de indicador a una base, tendremos    HIn(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  In(ac)     B(ac)  H2O(l)   BH(ac)  OH(ac) La concentración de [H3O+] disminuirá por combinación de los iones H3O+ con los ionesOH— y el equilibrio del indicador se desplazará hacia la derecha. Como consecuencia,predominará en la disolución el color propio de la forma básica In —.Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, es decir, un entorno más omenos reducido de unidades de pH, dentro del cual se realiza el cambio de color. Unindicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje y de forma más claratiene lugar el cambio de color
  9. 9. 9Teoría de Lewis Hasta aquí se han visto las características de los ácidos y las bases segúnArrhenius y Brönsted-Lowry, aplicando la última de ellas a diversos problemas asociadosa las reacciones ácido-base.En cada caso, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electroneslibres. Esta propiedad característica del OH—, del NH3 y de otras bases de Brönsted,sugiere una definición más general de ácidos y bases.En 1392 el químico norteamericano G. N. Lewis formuló una teoría que interpretaba deotra manera las características de ácidos y bases.Definió lo que actualmente se denomina una base de Lewis como una sustancia quepuede donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptarun par de electrones. Por ejemplo, en la protonación del amoníaco, el NH 3 actúa comouna base de Lewis porque dona un par de electrones al protón H+, que actúa como unácido de Lewis porque acepta un par de electrones. Por lo tanto, una reacción ácido-basede Lewis es aquella que implica la donación de un par de electrones de una especie aotra. Dicha reacción no produce una sal y agua.La importancia del concepto de Lewis es que es mucho más general que otrasdefiniciones. Las reacciones ácido-base de Lewis incluyen muchas reacciones en las queno participan ácidos de Brönsted.Un ejemplo de este tipo de reacciones es la que se produce entre el trifluoruro de boro(BF3) y el amoníaco para formar un aducto como compuestoValoraciones ácido-base La reacción completa de un ácido con una base en disolución acuosa, denominadagenéricamente reacción de neutralización, da lugar a la formación de una sal y, por logeneral, de agua. Por ejemplo: HClO4(ac)  NaOH(ac)  NaClO4(ac)  H2O Ecuación que una vez eliminados los iones espectadores, en forma iónica, se reduce a:   H(ac)  OH(ac)  H2O(l)  o   H3O (ac)  OH (ac)  H2O(l) La reacción de neutralización se utiliza como fundamento de lasvaloraciones ácido-base. Una valoración ácido-base es la determinación de laconcentración de un ácido en disolución a partir de la concentraciónconocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción deneutralización.
  10. 10. 10La valoración de un ácido se denomina acidimetría y la valoración de una base,alcalimetría.La valoración se realiza mezclando gradualmente el ácido y la base hasta alcanzar elpunto de equivalencia., es decir, el momento en que la reacción de neutralización hasido completa. En ese punto, el número de H3O+ procedentes del ácido es igual al de losOH— procedentes de la base.El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color de unindicador, que se adiciona previamente a los reactivos.Para que una valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia. Durante el proceso de la valoración o titulación ácido-base, el pH de la disoluciónresultante varía continuamente, si bien la forma concreta de esta variación depende delcarácter fuerte o débil tanto del ácido como de la base.En cualquier caso, el pH varía lentamente salvo en las cercanías del punto deequivalencia, donde se produce una brusca variación de pH. Precisamente este hechopermite el final de la valoración.Dado que en el punto de equivalencia las concentraciones de H + y OH— se igualan,podemos calcular la concentración del ácido o la base, que estamos valorando, a travésde la siguiente relación Cácido  Vácido  Cbase  VbaseNo olvidar que la concentración del ácido o la base se expresa en moles/litro, vale decir,concentración Molar (M). El volumen puede expresarse en mililitros (ml) o litros (L).

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