acido base para segundo de bachillerato

1. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Química 2º Bachillerato Carmen Peña IES. Altaír

3. ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS. Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos Publica en 1887 su teoría de “ disociación iónica” . Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución dé iones y por consiguiente sea capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.  Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH - . Por ejemplo: NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O HCl (g) Cl - (aq) + H + (aq) H 2 O L os iones H + , en disolución acuosa , s e representa n como la especie H 3 O + (aq), que se denomina ion hidronio .  Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H + . Por ejemplo:

5. ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY . La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía  Ácido es toda especie capaz de ceder un protón . El concepto incluye iones como el e (formado al disolver NaHCO 3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:  Base es toda especie capaz de aceptar un protón . Además de las bases típicas (hidróxidos), h ay que incluir el amoníaco, ya que , al disolverse, acepta un protón del agua , formando el ion amonio:

6. PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras como ácido base conjugada ácido  Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados , por ejemplo: (ácido) / NH 3 (base) o (ácido) / (base) como base base ácido conjugado

9. Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada

13. DISOCIACIÓN DEL AGUA. Una disolución es: Ácida Neutra Básica si [H 3 O + ] > [OH - ] si [H 3 O + ] = [OH - ] si [H 3 O + ] < [OH - ] En una disolución acuosa diluida, la [H 2 O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, K w , que recibe el nombre de producto iónico del agua: K w = K c [ H 2 O] 2 = [H 3 O + ][OH - ] En cualquier disolución acuosa, las variables [H 3 O + ] y [OH - ] son inversamente proporcionales Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña El agua se autoioniza según la ecuación H 2 O + H 2 O H 3 O + (aq) + OH - (aq) K c = [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 = 3,2 10 -18 (a 25ºC)

15. CONCEPTO DE PH. Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10 -7 = - (-7) = 7 A 25ºC, K w = [H 3 O + ][OH - ] = 10 -14 moles 2 L -2 y en el agua pura, [H 3 O + ] = [OH - ] = 10 -7 mol L -1 El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H 3 O + expresada en mol L -1 . Por tanto, [H 3 O + ] = 10 -pH (mol L -1 ) [H 3 O + ] > [OH - ] Disolución ácida [H 3 O + ] > 10 -7 mol L -1 pH < 7 [H 3 O + ] = [OH - ] Disolución neutra [H 3 O + ]= 10 -7 mol L -1 pH = 7 [H 3 O + ] < [OH - ] Disolución básica [H 3 O + ] < 10 -7 mol L -1 pH > 7

16. Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

18. EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE . Conocida la K b para una base se puede calcular la K a de su ácido conjugado Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor K a ) sea el que ceda el protón Multiplicando ambas expresiones y simplificando [AH][OH - ] [A - ] K a K b = [A - ] [H 3 O + ] [AH] = [H 3 O + ][OH - ] = K w Por tanto conocido el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: K w = K a K b Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio K c = K a (ácido 1 ) K b (ácido 2 ) ácido 1 + base 2 base 1 + ácido 2 Si K a (ácido 1 ) > > K a (ácido 2 )  K c será muy grande Si K a (ácido 1 ) << K a (ácido 2 )  K c será muy pequeña K a = [A - ][H 3 O + ] [AH] AH + H 2 O A - + H 3 O + K b = [ AH][OH - ] [A - ] A - + H 2 O (l) AH + OH -

24. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS. Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón  un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico K a1 = = 4,5 10 -7 K a2 = = 5,7 10 -11 K a1 es mayor que K a2 , en un factor comprendido entre 10 4 y 10 5 . Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón, (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra, que a una especie cargada negativamente

25. HIDRÓLISIS DE CATIONES Y ANIONES. La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua Cualquier catión cuya base conjugada sea débil, tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza soltando protones y dando pH ácido Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na + , Ca 2+ , K + , etc.) Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas Hay cationes que son ácidos de Brönsted, capaces de ceder un protón, como las sales de amonio, donde el catión es el

26. Al disolver KCN, se libera el ion CN - ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H + Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza dando iones OH - generando pH básico La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua Reacción desplazada a la izquierda ; las moléculas del HCl ceden un H + a los OH - Al disolver KCl en H 2 O se libera el ion Cl - (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H + del agua Los aniones de los ácidos fuertes son bases débiles por lo que no reaccionan con agua Cl - , Br - , I - , ,

30. EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD. Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base 1 eq HCl : 1 eq Ca(OH) 2 Un ejemplo: Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad Valencia (v) para un ácido , el número de H + que cede por molécula Valencia (v) para una base , el número de H + que reacciona con cada molécula número de eq = número de moles .valencia N = M · v CaCl 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + 2 HCl 2 moles HCl 1 mol Ca(OH) 2 2 eq HCl 2 eq Ca(OH) 2 =

31. VALORACIONES ÁCIDO-BASE La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución, conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base. Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH - + H + = H 2 O) Instante definido como punto de equivalencia Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador ácido base , que avisa , cambiando de color , cuando se ha completado la reacción

33. El indicador elegido debe tener el punto final próximo al punto de equivalencia de la valoración: p K In = pH Rojo Rojo Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Amarillo Amarillo Azul Azul Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,2-4,2 4,8-6,0 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7 EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE Nombre del indicador Azul de timol Naranja de metilo Rojo de metilo Tornasol Azul de bromotimol Azul de timol Fenolftaleína Alizarina pK in Color forma ácida Color forma básica Rango pH de cambio color El pK In , debe diferir del valor del pH en el punto de equivalencia en más/menos una unidad: pK In  pH ( punto de equivalencia) ± 1

34. En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base N a V a = N b V b NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización. Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH

35. El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7

36. LA LLUVIA ÁCIDA . Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H + El SO 2 junto con el O 2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico SO 2 (g) + 1/2 O 2 (g) SO 3 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (l) El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol: CaCO 3 (s) + H 2 SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (l) El CaSO 4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde se transforma en SO 2 : 4 FeS 2 (s) + 11O 2 (g) 2Fe 2 O 3 (s) + 8SO 2 (g)