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TEMA 8.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE
PROTONES
1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES:
ÁCIDOS
– 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.
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.
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)
Ej.: HCl, H2SO4, HNO3.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones OH-
.
BOH (aq) B→ +
(aq) + OH-
(aq)
Ej.: 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→
LIMITACIONES:
– Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidróxido,
por ejemplo NH3 (l).
– Se limita a disoluciones acuosas.
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 Na2CO3.
Reacción ácido-base de Brønsted-Lowry:
NH4
+
+ H2O <---> NH3 + H3O+
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 H2O (l) H↔ 3O+
(aq) + OH-
(aq)
KW = [H3O+
]·[OH-
]
KW es 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: [H3O+
] = [OH-
] = 10-7
M.
Se denomina pH a: pH = - log [H3O+
].
Y para el caso del agua pura, como [H3O+
] = 10-7
M: pH = - log 10-7
= 7.
A veces se usa otro concepto, casi idéntico al de pH: pOH = - log [OH-
].
Como KW = [H3O+
]·[OH-
] = 10-14
y aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
TIPOS DE DISOLUCIONES
– DISOLUCIONES ÁCIDAS: [H3O+
] > 10-7
M pH < 7→
– DISOLUCIONES NEUTRAS: [H3O+
] = 10-7
M pH = 7→
– DISOLUCIONES BÁSICAS: [H3O+
] < 10-7
M pH > 7→
En todos los casos:
KW = [H3O+
]·[OH-
]
si [H3O+
] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH-
] debe disminuir
para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10-14
.
4. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES:
Los ELECTROLITOS FUERTES están totalmente disociados (a = 1) mientras
que los ELECTROLITOS DÉBILES están disociados parcialmente (a < 1).
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈ constante) la fuerza de un ácido HA
depende de la constante de equilibrio:
HA (aq) + H2O (l) H↔ 3O+
(aq) + A-
(aq)
Ka = ([A-
]·[H3O+
])/[HA]
Ka es la constante de disociación del ácido. Sólo tienen un valor de Ka los
electrolitos débiles (ácidos o bases con a < 1).
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Son aquellos que pueden ceder más de un H+
(ej.: H2CO3, H3PO4, H2SO4).
Existen tantos equilibrios como H+
disocie. Las constantes sucesivas siempre
van disminuyendo.
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UNA BASE DÉBIL
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈ constante) la fuerza de una base B
depende de la constante de equilibrio:
B (aq) + H2O (l) BH↔ +
(aq) + OH-
(aq)
Kb = ([BH+
]·[OH-
])/[B]
Kb es la constante de ionización de la base.
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) + H2O (l) A↔ -
(aq) + H3O+
(aq), Ka = ([A-
]·[H3O+
])/[HA]
Reacción de la base conjugada con el agua:
A-
(aq) + H2O (l) HA (aq) + OH↔ -
(aq), Kb = ([HA]·[OH-
])/[A-
]
Kw = Ka · Kb
RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN
En la disociación de un ácido o una base:
Ka=
C⋅a
2
1−a
Igualmente:
Kb=
C⋅a
2
1−a
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=
√Ka
C
a=
√Kb
C
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) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+
(aq)
HIDRÓLISIS BÁSICA (de un anión):
CH3COO-
(aq) + H2O (l) CH↔ 3COOH (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 dando una
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) + H2O (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.: NH4Cl)
Se produce hidrólisis ácida ya que el NH4
+
es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua, mientras que el Cl-
es una base débil y no lo hace de
forma significativa.
NH4
+
(aq) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+
(aq)
lo que provoca que el pH sea menor que 7 (disolución ácida).
SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL (ej.: NH4CN)
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) + H2O (l) HCN (aq) + OH↔ -
(aq), Kb = 2·10-5
NH4
+
(aq) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+
(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 resumen

  • 1. TEMA 8.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES: ÁCIDOS – 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. 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. 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) Ej.: HCl, H2SO4, HNO3. BASE: Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones OH- . BOH (aq) B→ + (aq) + OH- (aq) Ej.: NaOH.
  • 2. 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→ LIMITACIONES: – Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidróxido, por ejemplo NH3 (l). – Se limita a disoluciones acuosas. 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 Na2CO3. Reacción ácido-base de Brønsted-Lowry: NH4 + + H2O <---> NH3 + H3O+ 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. 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 H2O (l) H↔ 3O+ (aq) + OH- (aq) KW = [H3O+ ]·[OH- ] KW es 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: [H3O+ ] = [OH- ] = 10-7 M. Se denomina pH a: pH = - log [H3O+ ]. Y para el caso del agua pura, como [H3O+ ] = 10-7 M: pH = - log 10-7 = 7. A veces se usa otro concepto, casi idéntico al de pH: pOH = - log [OH- ]. Como KW = [H3O+ ]·[OH- ] = 10-14 y aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 TIPOS DE DISOLUCIONES – DISOLUCIONES ÁCIDAS: [H3O+ ] > 10-7 M pH < 7→ – DISOLUCIONES NEUTRAS: [H3O+ ] = 10-7 M pH = 7→ – DISOLUCIONES BÁSICAS: [H3O+ ] < 10-7 M pH > 7→ En todos los casos: KW = [H3O+ ]·[OH- ] si [H3O+ ] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH- ] debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10-14 .
  • 4. 4. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES: Los ELECTROLITOS FUERTES están totalmente disociados (a = 1) mientras que los ELECTROLITOS DÉBILES están disociados parcialmente (a < 1). CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA (aq) + H2O (l) H↔ 3O+ (aq) + A- (aq) Ka = ([A- ]·[H3O+ ])/[HA] Ka es la constante de disociación del ácido. Sólo tienen un valor de Ka los electrolitos débiles (ácidos o bases con a < 1). ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Son aquellos que pueden ceder más de un H+ (ej.: H2CO3, H3PO4, H2SO4). Existen tantos equilibrios como H+ disocie. Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE UNA BASE DÉBIL En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈ constante) la fuerza de una base B depende de la constante de equilibrio: B (aq) + H2O (l) BH↔ + (aq) + OH- (aq) Kb = ([BH+ ]·[OH- ])/[B] Kb es la constante de ionización de la base.
  • 5. 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) + H2O (l) A↔ - (aq) + H3O+ (aq), Ka = ([A- ]·[H3O+ ])/[HA] Reacción de la base conjugada con el agua: A- (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH↔ - (aq), Kb = ([HA]·[OH- ])/[A- ] Kw = Ka · Kb RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN En la disociación de un ácido o una base: Ka= C⋅a 2 1−a Igualmente: Kb= C⋅a 2 1−a En el caso de ácidos o bases muy débiles, a se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = C · a2 (Kb = C · a2 )
  • 6. Así: a= √Ka C a= √Kb C 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) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+ (aq) HIDRÓLISIS BÁSICA (de un anión): CH3COO- (aq) + H2O (l) CH↔ 3COOH (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 dando una 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) + H2O (l) HAc (aq) + OH↔ - (aq) lo que provoca que el pH sea mayor que 7 (disolución básica).
  • 7. SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL (ej.: NH4Cl) Se produce hidrólisis ácida ya que el NH4 + es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua, mientras que el Cl- es una base débil y no lo hace de forma significativa. NH4 + (aq) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+ (aq) lo que provoca que el pH sea menor que 7 (disolución ácida). SALES PROCEDENTES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL (ej.: NH4CN) 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) + H2O (l) HCN (aq) + OH↔ - (aq), Kb = 2·10-5 NH4 + (aq) + H2O (l) NH↔ 3 (aq) + H3O+ (aq), Ka = 5,6·10-10 La disolución es básica ya que Kb (CN- ) es mayor que Ka (NH4 + ).