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TEMA 8.-TEMA 8.-
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
1. CARACTERÍSTICAS DE LOS
ÁCIDOS Y LAS BASES
● Tienen sabor agrio.
● Son corrosivos para la piel.
● Enrojecen ciertos colorantes
vegetales.
● Disuelven sustancias.
● Atacan a los metales
desprendiendo H2
.
● Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
● Tienen sabor agrio.
● Suaves al tacto pero corrosivos
con la piel.
● Dan color azul a ciertos colorantes
vegetales.
● Precipitan sustancias disueltas por
ácidos.
● Disuelven grasas.
● Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
ÁCIDOS BASES
2. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL
CONCEPTO ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS:
ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando cationes H+
.
HA (aq) H+
(aq) + A-
(aq)
Ejemplos: HCl, H2
SO4
, HNO3
.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones OH-
.
BOH (aq) B+
(aq) + OH-
(aq)
Ejemplo: NaOH.
NEUTRALIZACIÓN: Se produce al reaccionar un ácido con una base por
formación de agua. El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció
de la base quedan en disolución inalterados:
Ácido + Base Sal + Agua
TEORÍA DE ARRHENIUS:
LIMITACIONES:
- Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidróxido, por
ejemplo NH3
(l).
- Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general.
TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY:
ÁCIDO: Sustancia que en disolución cede H+
.
BASE: Sustancia que en disolución acepta H+
.
Ya no se limita a disoluciones acuosas.
Explica el comportamiento básico de sustancias como NH3
y Na2
CO3
.
REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY:
NH4
+
+ H2
O NH3
+ H3
O+
Ácido Base Base Ácido
conj. conj.
TEORÍA DE LEWIS:
ÁCIDO: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de
electrones y formar un enlace covalente coordinado.
BASE: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de
electrones para formar un enlace covalente coordinado.
3. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad
eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2
O (l) H3
O+
(aq) + OH-
(aq), KC
=
[H3
O+
] · [OH-
]
[H2
O]2
Como [H2
O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:
KW
= KC
· [H2
O]2
KW
= [H3
O+
] · [OH-
]
Conocido como “producto iónico del agua”.
El agua puede actuar como ácido o como base, es una sustancia ANFÓTERA.
CONCEPTO DE pH
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW
(25 ºC) = 10-14
.
En el caso del agua pura: [H3
O+
] = [OH-
] = 10-7
M.
Se denomina pH a: pH = - log [H3
O+
].
Y para el caso del agua pura, como [H3
O+
] = 10-7
M: pH = - log 10-7
= 7.
A veces se usa otro concepto, casi idéntico al de pH:
pOH = - log [OH-
]
Como KW
= [H3
O+
] · [OH-
] = 10-14
y aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14 (a 25 ºC)
CONCEPTO DE pH
TIPOS DE DISOLUCIONES
DISOLUCIONES ÁCIDAS: [H3
O+
] > 10-7
M pH < 7
DISOLUCIONES NEUTRAS: [H3
O+
] = 10-7
M pH = 7
DISOLUCIONES BÁSICAS: [H3
O+
] < 10-7
M pH > 7
En todos los casos:
KW
= [H3
O+
] · [OH-
]
si [H3
O+
] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH-] debe disminuir
para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10-14
.
MEDIDA DEL pH
MEDIDA EXACTA: pH metro
MEDIDA APROXIMADA (CUALITATIVA): indicadores ácido-base
EJEMPLO
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [OH-
] y el pOH a la
temperatura de 25 ºC?
EJEMPLO
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [OH-
] y el pOH a la
temperatura de 25 ºC?
pH = - log [H3
O+
] = 12,6
[H3
O+
] = 10-pH
= 10-12,6
= 2,5·10-13
M
KW
= [H3
O+
] · [OH-
] = 10-14
[OH-
] = = = 0,04 M
pOH = - log [OH-
] = - log 0,04 = 1,4
KW
[H3
O+
]
10-14
2,5·10-13
PAU
Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/mL y una
riqueza del 20% en peso.
a) Calcula su concentración expresada en mol/L y en g/L.
b) Calcula el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
PAU
a)
% = · 100 = · 100
mS
mS
mD
VD
· d
= = = = 240 g/L
g
L
mS
VD
% · d
100
20 · 1,2
10-3
· 100
M = = = = = 2,45 mol/L
nS
mS
VD
VD
· MS
g/L
MS
240 g/L
98 g/mol
b) pH = - log [H3
O+
] = - log [2 · 2,45·10-3
M] = 2,35
4. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
ELECTROLITOS FUERTES: Están totalmente disociados.
HCl (aq) + H2
O (l) H3
O+
(aq) + Cl-
(aq)
NaOH (aq) Na+
(aq) + OH-
(aq)
ELECTROLITOS DÉBILES: Están disociados parcialmente.
CH3
COOH (aq) + H2
O (l) CH3
COO-
(aq) + H3
O+
(aq)
NH3
(aq) + H2
O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN
DE UN ÁCIDO DÉBIL
En disoluciones acuosas diluidas ([H2
O] ≈ constante) la fuerza de un ácido HA
depende de la constante de equilibrio:
HA (aq) + H2
O (l) H3
O+
(aq) + A-
(aq)
Ka
=
[A-
] · [H3
O+
]
[HA]
CONSTANTE DE
DISOCIACIÓN
DEL ÁCIDO
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Son aquellos que pueden ceder más de un H+
(ej.: H2
CO3
).
Existen tantos equilibrios como H+
disocie.
H2
CO3
+ H2
O HCO3
-
+ H3
O+
, Ka1
= = 4,5 · 10-7
HCO3
-
+ H2
O CO3
2-
+ H3
O+
, Ka2
= = 5,7 · 10-11
[HCO3
-
] · [H3
O+
]
[H2
CO3
]
[CO3
2-
] · [H3
O+
]
[CO3
-
]
Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
EJEMPLO
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son:
Ka1
= 7,5·10-3
; Ka2
= 6,2·10-8
; Ka3
= 2,2·10-13
calcula las concentraciones de los iones H3
O+
, H2
PO4
-
, HPO4
2-
y PO4
3-
en una
disolución de H3
PO4 0,08 M.
EJEMPLO
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son:
Ka1
= 7,5·10-3
; Ka2
= 6,2·10-8
; Ka3
= 2,2·10-13
calcula las concentraciones de los iones H3
O+
, H2
PO4
-
, HPO4
2-
y PO4
3-
en una
disolución de H3
PO4 0,08 M.
EJEMPLO
H3
PO4
(aq) + H2
O (l) H2
PO4
-
(aq) + H3
O+
(aq)
[ ]O
: 0,08 - -
[ ]eq
: 0,08 – x x x
7,5·10-3
= x = 0,021 M
x2
0,08 - x
[H2
PO4
-
] = [H3
O+
] = 0,021 M
EJEMPLO
H2
PO4
-
(aq) + H2
O (l) HPO4
2-
(aq) + H3
O+
(aq)
[ ]O
: 0,021 - 0,021
[ ]eq
: 0,021 – y y 0,021 + y
6,2·10-8
= y = 6,2·10-8
M
y2
0,021 - y
[HPO4
2-
] = 6,2·10-8
M
EJEMPLO
HPO4
2-
(aq) + H2
O (l) PO4
3-
(aq) + H3
O+
(aq)
[ ]O
: 6,2·10-8
- 0,021
[ ]eq
: 6,2·10-8
– z z 0,021 + z
2,2·10-13
= z = 6,5·10-19
M
z2
0,021 - z
[PO4
3-
] = 6,5·10-13
M
EJEMPLO
Determina el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3
sabiendo que
Kb (25 ºC) = 1,8·10-5
.
EJEMPLO
NH3
(aq) + H2
O (l) NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
[ ]O
: 0,2 - -
[ ]eq
: 0,2 – x x x
1,8·10-5
= x = 1,9·10-3
M
x2
0,2 - x
pOH = - log [OH-
] = - log 1,9·10-3
= 2,72
pH = 14 – pOH = 11,28
ÁCIDOS FUERTES
NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN
Ácido clorhídrico HCl H+
+ Cl-
Ácido yodhídrico HI H+
+ I-
Ácido nítrico HNO3
H+
+ NO3
-
Ácido yódico HIO3
H+
+ IO3
-
Ácido bromhídrico HBr H+
+ Br-
Ácido perclórico HClO4
H+
+ ClO4
-
ÁCIDOS DÉBILES
NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN Ka
Ácido fluorhídrico HF H+
+ F-
6,75·10-4
Ácido nitroso HNO2
H+
+ NO2
-
5,1·10-4
Ácido fórmico HCOOH H+
+ HCOO-
1,77·10-4
Ácido acético CH3
COOH H+
+ CH3
COO-
1,78·10-5
Ácido hipocloroso HClO H+
+ ClO-
2,95·10-8
Ácido cianhídrico HCN H+
+ CN-
4,8·10-10
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN
DE UNA BASE DÉBIL
En disoluciones acuosas diluidas ([H2
O] ≈ constante) la fuerza de una base B
depende de la constante de equilibrio:
B (aq) + H2
O (l) BH+
(aq) + OH-
(aq)
Kb
=
Kb
es la constante de ionización de la base.
[BH+
] · [OH-
]
[B]
BASES MONOPRÓTICAS COMUNES
NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN Kb
Hidróxido de sodio NaOH Na+
+ OH-
∞
Hidróxido de potasio KOH K+
+ OH-
∞
Amoniaco NH3
+ H2
O NH4
+
+ OH-
1,78·10-5
Metilamina CH3
NH2
+ H2
O CH3
NH3
+
+ OH-
4,40·10-4
Piridina C5
H5
N + H2
O C5
H5
NH+
+ OH-
1,70·10-9
FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa
= - log Ka
pKb
= - log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka
o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuando mayor es el valor de pKa
o pKb
menor es la fuerza del ácido
o de la base.
RELACIÓN ENTRE Ka
Y Kb
Equilibrio de disociación de un ácido:
HA (aq) + H2
O (l) A-
(aq) + H3
O+
(aq), Ka
=
Reacción de la base conjugada con el agua:
A-
(aq) + H2
O (l) HA (aq) + OH-
(aq), Kb
=
[A-
] · [H3
O+
]
[HA]
[HA] · [OH-]
[A-
]
Ka
· Kb
= = Kw
[A-
] · [H3
O+
] · [HA] · [OH-
]
[HA] · [A-
]
Kw
= Ka
· Kb
RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y
EL GRADO DE DISOCIACIÓN α
En la disociación de un ácido o una base:
Ka
= = =
Igualmente: Kb
=
En el caso de ácidos o bases muy débiles, a se desprecia frente a 1 con lo que:
Ka
= C · a2
(Kb
= C · a2
)
Así:
a = ; a =
Ka
Kb
C C
[A-
] · [H3
O+
]
[HA]
Ca · Ca
C · (1 - a)
C · a2
1 - a
C · a2
1 - a
PAUPAU
Una disolución de HBO2
10-2
M tiene un pH de 5,6.
a) Razona si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles.
b) Calcula la constante de disociación del ácido (Ka
).
c) Calcula, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb
).
d) Si 100 mL de esta disolución de HBO2
se mezclan con 100 mL de una
disolución 10-2
M de hidróxido de sodio, ¿qué concentración de la base
conjugada obtendrá?
PAU
a) [H3
O+
] = 10-pH
= 10-5,6
= 2,51·10-6
M
a = = = 2,51·10-4
Está disociado en un 0,025%, luego se trata de un ácido débil. Su base
conjugada, BO2
-
, será pues, relativamente fuerte.
b) Ka
= C · a2
= 10-2
· (2,51·10-4
)2
= 6,3·10-10
c) Kb
= = = 1,58·10-5
d) Se neutralizan exactamente: [BO2
-
] = 5·10-3
M.
[H3
O+
]
C
2,51·10-6
M
10-2
M
Kw
Ka
10-14
6,3·10-10
PAUPAU
En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 mL de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) de
concentración 0,05 M.
a) Calcula el pH de cada una de ellas.
b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de
las dos disoluciones sea el mismo?
DATO: Ka
(ácido etanoico) = 1,8·10-5
.
PAU
a) HCl es ácido fuerte y está totalmente disociado por lo que [H3
O+
] = 0,05 M.
pH = - log [H3
O+
] = - log 0,05 = 1,30
CH3
COOH es ácido débil por lo que:
a = = = 0,019
[H3
O+
] = C · a = 0,05 · 0,019 = 9,5·10-4
M
pH = - log [H3
O+
] = - log 9,5·10-4
= 3,0
Ka
C
1,8·10-5
0,05
PAU
b) n (H3
O+
) en HCl = VHCl
· MHCl
= 0,015 L · 0,05 mol/L = 7,5·10-4
mol
Para que el pH sea 3,0, [H3
O+
] = 10-3
M que será también la [HCl] ya que
está totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:
V = = = 0,75 L
Luego habrá que añadir: V (H2
O) = 0,75 – 0,015 = 735 mL.
n
M
7,5·10-4
10-3
5. HIDRÓLISIS DE SALES
En la reacción de los iones de una sal con el agua, la hidrólisis sólo es
apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o de una base débil:
HIDRÓLISIS ÁCIDA (de un catión):
NH4
+
(aq) + H2
O (l) NH3
(aq) + H3
O+
(aq)
HIDRÓLISIS BÁSICA (de un anión):
CH3
COO-
(aq) + H2
O (l) CH3
COOH (aq) + OH-
(aq)
SALES PROCEDENTES DE
ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE
Ej.: NaCl
No se produce hidrólisis ya que tanto el Na+
, que es un ácido muy débil, como
el Cl-
, que es una base muy débil, apenas reaccionan con agua.
Los equilibrios están muy desplazados hacia la izquierda:
Na+
+ 2 H2
O NaOH + H3
O+
Cl-
+ H2
O HCl + OH-
Disolución neutra
SALES PROCEDENTES DE
ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
Ej.: NaAc
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+
es un ácido muy débil y
apenas reacciona con el agua, pero el Ac-
es una base fuerte y reacciona con
ésta de forma significativa:
Ac-
(aq) + H2
O (l) HAc (aq) + OH-
(aq)
lo que provoca que el pH sea mayor que 7.
Disolución básica
SALES PROCEDENTES DE
ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
Ej.: NH4
Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4
+
es un ácido relativamente
fuerte y reacciona con agua, mientras el Cl-
es una base débil y no lo hace de
forma significativa:
NH4
+
(aq) + H2
O (l) NH3
(aq) + H3
O+
(aq)
lo que provoca que el pH sea menor que 7.
Disolución ácida
SALES PROCEDENTES DE
ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
Ej.: NH4
CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN- se hidrolizan y la
disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.
CN-
(aq) + H2
O (l) HCN (aq) + OH-
(aq), Kb
= 2·10-5
NH4
+
(aq) + H2
O (l) NH3
(aq) + H3
O+
(aq), Ka
= 5,6·10-10
La disolución es BÁSICA ya que Kb
(CN-
) es mayor que Ka
(NH4
+
).

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Tema 8 - Reacciones de transferencia de protones

  • 1. TEMA 8.-TEMA 8.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
  • 2. 1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES ● Tienen sabor agrio. ● Son corrosivos para la piel. ● Enrojecen ciertos colorantes vegetales. ● Disuelven sustancias. ● Atacan a los metales desprendiendo H2 . ● Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. ● Tienen sabor agrio. ● Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. ● Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. ● Precipitan sustancias disueltas por ácidos. ● Disuelven grasas. ● Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. ÁCIDOS BASES
  • 3. 2. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL CONCEPTO ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS: ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando cationes H+ . HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) Ejemplos: HCl, H2 SO4 , HNO3 . BASE: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones OH- . BOH (aq) B+ (aq) + OH- (aq) Ejemplo: NaOH. NEUTRALIZACIÓN: Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua. El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados: Ácido + Base Sal + Agua
  • 4. TEORÍA DE ARRHENIUS: LIMITACIONES: - Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidróxido, por ejemplo NH3 (l). - Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general.
  • 5. TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY: ÁCIDO: Sustancia que en disolución cede H+ . BASE: Sustancia que en disolución acepta H+ . Ya no se limita a disoluciones acuosas. Explica el comportamiento básico de sustancias como NH3 y Na2 CO3 . REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY: NH4 + + H2 O NH3 + H3 O+ Ácido Base Base Ácido conj. conj.
  • 6. TEORÍA DE LEWIS: ÁCIDO: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado. BASE: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.
  • 7. 3. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2 O (l) H3 O+ (aq) + OH- (aq), KC = [H3 O+ ] · [OH- ] [H2 O]2 Como [H2 O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos: KW = KC · [H2 O]2 KW = [H3 O+ ] · [OH- ] Conocido como “producto iónico del agua”. El agua puede actuar como ácido o como base, es una sustancia ANFÓTERA.
  • 8. CONCEPTO DE pH El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25 ºC) = 10-14 . En el caso del agua pura: [H3 O+ ] = [OH- ] = 10-7 M. Se denomina pH a: pH = - log [H3 O+ ]. Y para el caso del agua pura, como [H3 O+ ] = 10-7 M: pH = - log 10-7 = 7. A veces se usa otro concepto, casi idéntico al de pH: pOH = - log [OH- ] Como KW = [H3 O+ ] · [OH- ] = 10-14 y aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 (a 25 ºC)
  • 10. TIPOS DE DISOLUCIONES DISOLUCIONES ÁCIDAS: [H3 O+ ] > 10-7 M pH < 7 DISOLUCIONES NEUTRAS: [H3 O+ ] = 10-7 M pH = 7 DISOLUCIONES BÁSICAS: [H3 O+ ] < 10-7 M pH > 7 En todos los casos: KW = [H3 O+ ] · [OH- ] si [H3 O+ ] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH-] debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10-14 .
  • 11. MEDIDA DEL pH MEDIDA EXACTA: pH metro MEDIDA APROXIMADA (CUALITATIVA): indicadores ácido-base
  • 12. EJEMPLO El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [OH- ] y el pOH a la temperatura de 25 ºC?
  • 13. EJEMPLO El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [OH- ] y el pOH a la temperatura de 25 ºC? pH = - log [H3 O+ ] = 12,6 [H3 O+ ] = 10-pH = 10-12,6 = 2,5·10-13 M KW = [H3 O+ ] · [OH- ] = 10-14 [OH- ] = = = 0,04 M pOH = - log [OH- ] = - log 0,04 = 1,4 KW [H3 O+ ] 10-14 2,5·10-13
  • 14. PAU Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/mL y una riqueza del 20% en peso. a) Calcula su concentración expresada en mol/L y en g/L. b) Calcula el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
  • 15. PAU a) % = · 100 = · 100 mS mS mD VD · d = = = = 240 g/L g L mS VD % · d 100 20 · 1,2 10-3 · 100 M = = = = = 2,45 mol/L nS mS VD VD · MS g/L MS 240 g/L 98 g/mol b) pH = - log [H3 O+ ] = - log [2 · 2,45·10-3 M] = 2,35
  • 16. 4. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES ELECTROLITOS FUERTES: Están totalmente disociados. HCl (aq) + H2 O (l) H3 O+ (aq) + Cl- (aq) NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq) ELECTROLITOS DÉBILES: Están disociados parcialmente. CH3 COOH (aq) + H2 O (l) CH3 COO- (aq) + H3 O+ (aq) NH3 (aq) + H2 O (l) NH4 + (aq) + OH- (aq)
  • 17. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL En disoluciones acuosas diluidas ([H2 O] ≈ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA (aq) + H2 O (l) H3 O+ (aq) + A- (aq) Ka = [A- ] · [H3 O+ ] [HA] CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL ÁCIDO
  • 18. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Son aquellos que pueden ceder más de un H+ (ej.: H2 CO3 ). Existen tantos equilibrios como H+ disocie. H2 CO3 + H2 O HCO3 - + H3 O+ , Ka1 = = 4,5 · 10-7 HCO3 - + H2 O CO3 2- + H3 O+ , Ka2 = = 5,7 · 10-11 [HCO3 - ] · [H3 O+ ] [H2 CO3 ] [CO3 2- ] · [H3 O+ ] [CO3 - ] Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
  • 19. EJEMPLO Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5·10-3 ; Ka2 = 6,2·10-8 ; Ka3 = 2,2·10-13 calcula las concentraciones de los iones H3 O+ , H2 PO4 - , HPO4 2- y PO4 3- en una disolución de H3 PO4 0,08 M.
  • 20. EJEMPLO Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5·10-3 ; Ka2 = 6,2·10-8 ; Ka3 = 2,2·10-13 calcula las concentraciones de los iones H3 O+ , H2 PO4 - , HPO4 2- y PO4 3- en una disolución de H3 PO4 0,08 M.
  • 21. EJEMPLO H3 PO4 (aq) + H2 O (l) H2 PO4 - (aq) + H3 O+ (aq) [ ]O : 0,08 - - [ ]eq : 0,08 – x x x 7,5·10-3 = x = 0,021 M x2 0,08 - x [H2 PO4 - ] = [H3 O+ ] = 0,021 M
  • 22. EJEMPLO H2 PO4 - (aq) + H2 O (l) HPO4 2- (aq) + H3 O+ (aq) [ ]O : 0,021 - 0,021 [ ]eq : 0,021 – y y 0,021 + y 6,2·10-8 = y = 6,2·10-8 M y2 0,021 - y [HPO4 2- ] = 6,2·10-8 M
  • 23. EJEMPLO HPO4 2- (aq) + H2 O (l) PO4 3- (aq) + H3 O+ (aq) [ ]O : 6,2·10-8 - 0,021 [ ]eq : 6,2·10-8 – z z 0,021 + z 2,2·10-13 = z = 6,5·10-19 M z2 0,021 - z [PO4 3- ] = 6,5·10-13 M
  • 24. EJEMPLO Determina el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25 ºC) = 1,8·10-5 .
  • 25. EJEMPLO NH3 (aq) + H2 O (l) NH4 + (aq) + OH- (aq) [ ]O : 0,2 - - [ ]eq : 0,2 – x x x 1,8·10-5 = x = 1,9·10-3 M x2 0,2 - x pOH = - log [OH- ] = - log 1,9·10-3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 11,28
  • 26. ÁCIDOS FUERTES NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN Ácido clorhídrico HCl H+ + Cl- Ácido yodhídrico HI H+ + I- Ácido nítrico HNO3 H+ + NO3 - Ácido yódico HIO3 H+ + IO3 - Ácido bromhídrico HBr H+ + Br- Ácido perclórico HClO4 H+ + ClO4 -
  • 27. ÁCIDOS DÉBILES NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN Ka Ácido fluorhídrico HF H+ + F- 6,75·10-4 Ácido nitroso HNO2 H+ + NO2 - 5,1·10-4 Ácido fórmico HCOOH H+ + HCOO- 1,77·10-4 Ácido acético CH3 COOH H+ + CH3 COO- 1,78·10-5 Ácido hipocloroso HClO H+ + ClO- 2,95·10-8 Ácido cianhídrico HCN H+ + CN- 4,8·10-10
  • 28. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UNA BASE DÉBIL En disoluciones acuosas diluidas ([H2 O] ≈ constante) la fuerza de una base B depende de la constante de equilibrio: B (aq) + H2 O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb = Kb es la constante de ionización de la base. [BH+ ] · [OH- ] [B]
  • 29. BASES MONOPRÓTICAS COMUNES NOMBRE ECUACIÓN DE LA DISOCIACIÓN Kb Hidróxido de sodio NaOH Na+ + OH- ∞ Hidróxido de potasio KOH K+ + OH- ∞ Amoniaco NH3 + H2 O NH4 + + OH- 1,78·10-5 Metilamina CH3 NH2 + H2 O CH3 NH3 + + OH- 4,40·10-4 Piridina C5 H5 N + H2 O C5 H5 NH+ + OH- 1,70·10-9
  • 30. FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES (pK) Al igual que el pH se denomina pK a: pKa = - log Ka pKb = - log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuando mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
  • 31. RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb Equilibrio de disociación de un ácido: HA (aq) + H2 O (l) A- (aq) + H3 O+ (aq), Ka = Reacción de la base conjugada con el agua: A- (aq) + H2 O (l) HA (aq) + OH- (aq), Kb = [A- ] · [H3 O+ ] [HA] [HA] · [OH-] [A- ] Ka · Kb = = Kw [A- ] · [H3 O+ ] · [HA] · [OH- ] [HA] · [A- ] Kw = Ka · Kb
  • 32. RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN α En la disociación de un ácido o una base: Ka = = = Igualmente: Kb = En el caso de ácidos o bases muy débiles, a se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = C · a2 (Kb = C · a2 ) Así: a = ; a = Ka Kb C C [A- ] · [H3 O+ ] [HA] Ca · Ca C · (1 - a) C · a2 1 - a C · a2 1 - a
  • 33. PAUPAU Una disolución de HBO2 10-2 M tiene un pH de 5,6. a) Razona si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcula la constante de disociación del ácido (Ka ). c) Calcula, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb ). d) Si 100 mL de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 mL de una disolución 10-2 M de hidróxido de sodio, ¿qué concentración de la base conjugada obtendrá?
  • 34. PAU a) [H3 O+ ] = 10-pH = 10-5,6 = 2,51·10-6 M a = = = 2,51·10-4 Está disociado en un 0,025%, luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2 - , será pues, relativamente fuerte. b) Ka = C · a2 = 10-2 · (2,51·10-4 )2 = 6,3·10-10 c) Kb = = = 1,58·10-5 d) Se neutralizan exactamente: [BO2 - ] = 5·10-3 M. [H3 O+ ] C 2,51·10-6 M 10-2 M Kw Ka 10-14 6,3·10-10
  • 35. PAUPAU En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 mL de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M. a) Calcula el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? DATO: Ka (ácido etanoico) = 1,8·10-5 .
  • 36. PAU a) HCl es ácido fuerte y está totalmente disociado por lo que [H3 O+ ] = 0,05 M. pH = - log [H3 O+ ] = - log 0,05 = 1,30 CH3 COOH es ácido débil por lo que: a = = = 0,019 [H3 O+ ] = C · a = 0,05 · 0,019 = 9,5·10-4 M pH = - log [H3 O+ ] = - log 9,5·10-4 = 3,0 Ka C 1,8·10-5 0,05
  • 37. PAU b) n (H3 O+ ) en HCl = VHCl · MHCl = 0,015 L · 0,05 mol/L = 7,5·10-4 mol Para que el pH sea 3,0, [H3 O+ ] = 10-3 M que será también la [HCl] ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es: V = = = 0,75 L Luego habrá que añadir: V (H2 O) = 0,75 – 0,015 = 735 mL. n M 7,5·10-4 10-3
  • 38. 5. HIDRÓLISIS DE SALES En la reacción de los iones de una sal con el agua, la hidrólisis sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o de una base débil: HIDRÓLISIS ÁCIDA (de un catión): NH4 + (aq) + H2 O (l) NH3 (aq) + H3 O+ (aq) HIDRÓLISIS BÁSICA (de un anión): CH3 COO- (aq) + H2 O (l) CH3 COOH (aq) + OH- (aq)
  • 39. SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE Ej.: NaCl No se produce hidrólisis ya que tanto el Na+ , que es un ácido muy débil, como el Cl- , que es una base muy débil, apenas reaccionan con agua. Los equilibrios están muy desplazados hacia la izquierda: Na+ + 2 H2 O NaOH + H3 O+ Cl- + H2 O HCl + OH- Disolución neutra
  • 40. SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE Ej.: NaAc Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con el agua, pero el Ac- es una base fuerte y reacciona con ésta de forma significativa: Ac- (aq) + H2 O (l) HAc (aq) + OH- (aq) lo que provoca que el pH sea mayor que 7. Disolución básica
  • 41. SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL Ej.: NH4 Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4 + es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua, mientras el Cl- es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4 + (aq) + H2 O (l) NH3 (aq) + H3 O+ (aq) lo que provoca que el pH sea menor que 7. Disolución ácida
  • 42. SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL Ej.: NH4 CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN- se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. CN- (aq) + H2 O (l) HCN (aq) + OH- (aq), Kb = 2·10-5 NH4 + (aq) + H2 O (l) NH3 (aq) + H3 O+ (aq), Ka = 5,6·10-10 La disolución es BÁSICA ya que Kb (CN- ) es mayor que Ka (NH4 + ).