9 Reacciones de transferencia de protonesSaro Hidalgo
Ácidos y Bases según la teoría de Brönsted-Lowry. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de acidez y basicidad. Disociación del agua. Escala de pH. Hidrólisis de sales.
9 Reacciones de transferencia de protonesSaro Hidalgo
Ácidos y Bases según la teoría de Brönsted-Lowry. Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de acidez y basicidad. Disociación del agua. Escala de pH. Hidrólisis de sales.
Instrucciones del procedimiento para la oferta y la gestión conjunta del proceso de admisión a los centros públicos de primer ciclo de educación infantil de Pamplona para el curso 2024-2025.
Las capacidades sociomotrices son las que hacen posible que el individuo se pueda desenvolver socialmente de acuerdo a la actuación motriz propias de cada edad evolutiva del individuo; Martha Castañer las clasifica en: Interacción y comunicación, introyección, emoción y expresión, creatividad e imaginación.
ACERTIJO DE CARRERA OLÍMPICA DE SUMA DE LABERINTOS. Por JAVIER SOLIS NOYOLAJAVIER SOLIS NOYOLA
El Mtro. JAVIER SOLIS NOYOLA, crea y desarrolla ACERTIJO: «CARRERA OLÍMPICA DE SUMA DE LABERINTOS». Esta actividad de aprendizaje lúdico que implica de cálculo aritmético y motricidad fina, promueve los pensamientos lógico y creativo; ya que contempla procesos mentales de: PERCEPCIÓN, ATENCIÓN, MEMORIA, IMAGINACIÓN, PERSPICACIA, LÓGICA LINGUISTICA, VISO-ESPACIAL, INFERENCIA, ETCÉTERA. Didácticamente, es una actividad de aprendizaje transversal que integra áreas de: Matemáticas, Neurociencias, Arte, Lenguaje y comunicación, etcétera.
Today is Pentecost. Who is it that is here in front of you? (Wang Omma.) Jesus Christ and the substantial Holy Spirit, the only Begotten Daughter, Wang Omma, are both here. I am here because of Jesus's hope. Having no recourse but to go to the cross, he promised to return. Christianity began with the apostles, with their resurrection through the Holy Spirit at Pentecost.
Hoy es Pentecostés. ¿Quién es el que está aquí frente a vosotros? (Wang Omma.) Jesucristo y el Espíritu Santo sustancial, la única Hija Unigénita, Wang Omma, están ambos aquí. Estoy aquí por la esperanza de Jesús. No teniendo más remedio que ir a la cruz, prometió regresar. El cristianismo comenzó con los apóstoles, con su resurrección por medio del Espíritu Santo en Pentecostés.
ROMPECABEZAS DE ECUACIONES DE PRIMER GRADO OLIMPIADA DE PARÍS 2024. Por JAVIE...JAVIER SOLIS NOYOLA
El Mtro. JAVIER SOLIS NOYOLA crea y desarrolla el “ROMPECABEZAS DE ECUACIONES DE 1ER. GRADO OLIMPIADA DE PARÍS 2024”. Esta actividad de aprendizaje propone retos de cálculo algebraico mediante ecuaciones de 1er. grado, y viso-espacialidad, lo cual dará la oportunidad de formar un rompecabezas. La intención didáctica de esta actividad de aprendizaje es, promover los pensamientos lógicos (convergente) y creativo (divergente o lateral), mediante modelos mentales de: atención, memoria, imaginación, percepción (Geométrica y conceptual), perspicacia, inferencia, viso-espacialidad. Esta actividad de aprendizaje es de enfoques lúdico y transversal, ya que integra diversas áreas del conocimiento, entre ellas: matemático, artístico, lenguaje, historia, y las neurociencias.
1. IES LUIS COBIELLA CUEVAS –
Curso 2013/14
BLOQUE VIII
Reacciones de
transferencia de
protones
(Ácido-Base)
2. 2
Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto de
ácido y base.
2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3.- Fuerza de ácidos y bases.
4.- Ácidos y bases débiles. Constantes de
ionización
5.- Equilibrio de ionización del agua.
6.- Concepto de pH.
3. 3
Contenidos (2)
7.- Disoluciones amortiguadoras.
8.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio
cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
9.- Indicadores de ácido-base.
10.-Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
4. 4
Características
ÁCIDOS:
l Tienen sabor agrio.
l Son corrosivos para la
piel.
l Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
l Disuelven sustancias
l Atacan a los metales
desprendiendo H2.
l Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
Tiene sabor amargo.
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.
5. 5
Definición de Arrhenius
l Publica en 1887 su teoría de
―disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.
l ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa se disocia dando H+.
l BASE: Sustancia que en disolución acuosa
se disocia dando OH–.
6. 6
Disociación
l ÁCIDOS:
l AH (en disolución acuosa) A– + H+
l Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
l BASES:
l BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
l Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
7. 7
Neutralización
l Se produce al reaccionar un ácido con una
base con formación de agua:
l H+ + OH– — H2O
l El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
l NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–
)
9. 9
Par Ácido/base conjugado
l Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta
como base (captura dichos H+).
l Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
―base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su ―ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–
)
– H+
+H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+H+
– H+
10. 10
Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
l HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
l En este caso el H2O actúa como base y el
HCl al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
l NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4+ + OH–
l En este caso el H2O actúa como ácido pues
cede H+ al NH3 que se transforma en
NH4+ (ácido conjugado)
11. 11
Electrolitos fuertes y débiles
l Electrolitos fuertes: ( )
Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
l Electrolitos débiles: (↔)
Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac) ↔ CH3–COO– +
H+
NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–
12. 12
Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como
base frente al HCl.
l El NaOH proporciona OH– a la disolución:
l NaOH (ac) Na+ + OH–
l por lo que HCO3– + OH– ↔ CO32– + H2O
l es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
l El HCl proporciona H+ a la disolución:
l HCl (ac) H+ + Cl–
l por lo que HCO3– + H+ ↔ H2CO3 (CO2 +
H2O); es decir, el ión HCO3– actúa como base.
13. 13
Fuerza de ácidos.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de un ácido HA depende
de la constante de equilibrio:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = —————— Kc · H2O = —————
—
HA · H2O HA
3
2
[ ][ ]
[ ]
[ ]
C a
AHO
KHO K
HA
constante de
disociación
(K acidez)
14. 14
Fuerza de ácidos (cont.).
l Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
l Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará
ionizado casi en su totalidad.
l Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo
parcialmente ionizado.
l Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)
es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5
M
15. 15
Fuerza de bases.
l En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio:
l B + H2O ↔ BH+ + OH–
l BH+ x OH– BH+ x OH–
Kc = —————— Kc x H2O = —————
—
B x H2O
B
2
[ ][ ]
[ ]
[]
C b
BHOH
KHO K
B
(K basicidad)
16. 16
Equilibrio de ionización del agua.
l La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
l 2 H2O (l) ↔ H3O+(ac) + OH– (ac)
l H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O 2
l Como H2O es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O 2
l conocido como ―producto iónico del agua‖
[ ]×[ ]-
w 3K HO OH
17. 17
Relación entre Ka y Kb
conjugada
l Equilibrio de ionización de un ácido:
l HA + H2O ↔ A– + H3O+
l Reacción de la base conjugada con el agua:
l A– + H2O ↔ HA + OH–
l A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = ——————
HA A–
l A– x H3O+ x HA x OH–
Ka x Kb = ———————————— = Kw
HA x A–
18. 18
Relación entre Ka y Kb
conjugada (cont.).
l En la práctica, esta relación (Ka x Kb =
KW) significa que:
l Si un ácido es fuerte su base conjugada es
débil.
l Si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
l A la constante del ácido o base conjugada
en la reacción con el agua se le suele llamar
constante de hidrólisis (Kh).
19. 19
Concepto de pH.
l El valor del producto iónico del agua es:
Kw (25ºC) = 10–14
l En el caso del agua pura:
l ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M
l Se denomina pH a:
l Y para el caso de agua pura, como
H3O+ =10–7 M:
l pH = – log 10–7 = 7
3pH log[HO]
20. 20
Tipos de disoluciones
l Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
l Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
l Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
l En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
l luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14
21. 21
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
BÁSICO
22. 22
Concepto de pOH.
l A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14
l Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
l pH + pOH = 14
l para una temperatura de 25ºC.
pOH log[OH]
23. 23
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
l pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce
que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13
M
l Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
l entonces:
l Kw 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M
H3O+ 2,5 · 10–13 M
l pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4
l Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
24. 24
Ácidos polipróticos
l Son aquellos que pueden ceder más de un
H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
l Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
l H2CO3 + H2O ↔ HCO3– + H3O+
l HCO3– + H2O ↔ CO32– + H3O+
l HCO3– · H3O+ CO32– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
H2CO3 HCO3–
l Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
l La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
25. 25
Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de
una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo
que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
l Equilibrio: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–
l conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
l conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
l NH4+ x OH– x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
NH3 0,2 – x
l De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
l pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
l pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
26. 26
Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
l El HCN es un ácido débil (constante muy
pequeña). Por tanto, su base conjugada, el
CN–, será una base relativamente fuerte. Su
reacción con el agua será:
l CN– + H2O ↔ HCN + OH–
l Kw 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka 4,9 x 10–10 M
27. 27
Relación entre la constante
y el grado de disociación “ ”
l En la ionización de un ácido o una base
l Igualmente:
l En el caso de ácidos o bases muy débiles
(Ka/c o Kb/c < 10–4), se desprecia frente
a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 )
l De donde:
b
c
K
2
1
2
3
1 1
[ ][ ]
[ ] (-)
a
AHOccc
K
HA c
aK
c
bK
c
28. 28
Ejercicio B: 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) Calcule 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 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado,
por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5M
= —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
29. 29
Disoluciones
amortiguadoras (tampón)
l Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
l Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
l Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
31. 31
Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de
sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
l CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH (0,2 – x) M
l De donde se deduce que:
l x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
l pH = – log H3O+ = 4,74
32. 33
Hidrólisis de sales
l Es la reacción de los iones de una sal con el
agua.
l Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
l Hidrólisis ácida (de un catión):
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l Hidrólisis básica (de un anión):
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH +
OH–
33. 34
Tipos de hidrólisis.
l Según procedan el catión y el anión de un
ácido o una base fuerte o débil, las sales se
clasifican en:
l Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
* Ejemplo: NaCl
l Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
* Ejemplo: NaCN
l Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
* Ejemplo: NH4Cl
l Sales procedentes de ácido débil y base débil.
* Ejemplo: NH4CN
34. 35
Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.
l Ejemplo: NaCl
l 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. Es decir los
equilibrios:
l Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
l Cl– + H2O HCl + OH–
l están muy desplazado hacia la izquierda.
35. 36
Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
l Ejemplo: Na+CH3–COO–
l SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA
ya que el Na+ es un ácido muy débil y
apenas reacciona con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si
reacciona con ésta de forma significativa:
l CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
l lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
36. 37
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
l Ejemplo: NH4Cl
l 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:
l NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
l lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
37. 38
Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
l Ejemplo: NH4CN
l 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.
l Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)
38. 39
Indicadores de pH
(ácido- base)
l Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
l HIn + H2O ↔ In– + H3O+
forma ácida forma básica
l El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–
]
l In– · H3O+ HIn
Ka = —————— H3O+ = Ka · ———
HIn
In–
39. 40
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
40. 41
Valoraciones ácido-base
l Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.
41. 42
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V
NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH