El documento resume las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos donan iones H+ y las bases donan iones OH- en agua. Brönsted-Lowry amplía esto al definir ácidos como aceptores de protones y bases como donantes. También introduce la noción de pares ácido-base conjugados que difieren en un solo protón. La autoionización del agua produce equilibrio entre iones H3O+ y OH-. La fuerza de los ácidos y bases depen

1. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Química 2º Bachillerato

2. ÁCIDOS : Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2 . 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.

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 da iones y por tanto es 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:

4. Disociación ácido-base según Arrhenius ÁCIDOS: (incluiría los hidrácidos y los oxoácidos) AH (en disolución acuosa)  A – + H + Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H + H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2– + 2 H + BASES: (incluiría los hidróxidos) BOH (en disolución acuosa)  B + + OH – Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na + + OH – Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH – —  H 2 O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl —  H 2 O + NaCl (Na + + Cl – )

5. DESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUS Solamente utiliza como disolvente el agua Las bases son sólo las sustancias que contienen iones hidroxilo (lo que excluye amoniaco, Na 2 CO 3 etc.) Los ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo que excluye a los óxidos ácidos, tipo CO 2 , SO 3 …) El ión hidronio, H 3 O + , no existe como tal, sólo el H + VENTAJAS Interpreta las reacciones ácido base en disolución acuosa Compara la fuerza de los ácidos y las bases mediante la constante de equilibrio y el grado de disociación Pág. 201, ej. 1, 2 y 3; pág. 230, ej. 59, 60

6. ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY . La teoría de Brönsted y Lowry incluye a la de Arrhenius y la amplía: Las propiedades ácidas o bases no dependen de la sustancia en sí, dependen de la sustancia con que reaccionen. No guarda relación con el concepto de sal de Arrehenius. La neutralización es la transferencia de un protón del ácido a una base (par conjugado). El ser ácido o base no se limita al agua como disolvente. Se amplia el concepto de base: no son sólo los hidróxidos, sino las sustancias que acepten protones.  Ácido es toda especie capaz de ceder un protón . El concepto incluye iones como el (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), se puede incluir el amoniaco, ya que , al disolverse, acepta un protón del agua , formando el ion amonio:

7. PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los iones intermedios de ácidos polipróticos) 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 ácido + base Ácido conjugado de la base + base conjugada del ácido

8. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO 3 – actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH – a la disolución: NaOH (aq)  Na + + OH – por lo que HCO 3 – + OH –  CO 3 2– + H 2 O es decir, el ión HCO 3 – actúa como ácido, cede protones. El HCl proporciona H + a la disolución: HCl (aq)  H + + Cl – por lo que HCO 3 – + H +  H 2 CO 3 (CO 2 + H 2 O) es decir, el ión HCO 3 – actúa como base, acepta protones . ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

9. Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “ base conjugada ” y c uando una base captura H + se convierte en su “ ácido conjugado ”. Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + Cl – (aq) En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl – (base conjugada) Disociación de una base: HSO 4 - (aq) + H 2 O (l)  H 2 SO 4 + OH – En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al HSO 4 - que se transforma en H 2 SO 4 (ácido conjugado) Pág. 203, ej. 4, 5, 6, 7; pág. 230, ej. del 61 al 65 ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A – ) – H + + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) + H + – H +

10. AUTOIONIZACIÓN 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 (55,5 M), 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)

11. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + OH – (aq)  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 , conocido como “ producto iónico del agua ” El valor de dicho producto iónico es: K W (25ºC) = 10 –14 M 2 En el caso del agua pura: ———–  H 3 O +  =  OH –  =  10 –14 M 2 = 10 –7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M: pH = – log 10 –7 = 7 (Pág. 207, ej. 8, 9 ,10)

12. FUERZA DE LOS ÁCIDOS (pág. 205). Electrolitos fuertes : (  ) Están totalmente disociados Ejemplos: H Br (aq)  Br – + H+ Otros ácidos fuertes: H Cl O 4 , H Br, H Cl O 3, H I, H 2 S O 4, , H N O 3 Electrolitos débiles : (  ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 –COOH (aq)  CH3–COO – + H+ NH 3 (aq)+ H 2 O  NH 4 + + OH – Otros ácidos débiles: H F, H N O 2 , catión amonio, agua Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa: Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible. Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua: HCN (aq) + H 2 O (aq) CN - (aq) + H 3 O + (aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda.

13. [A – ] [H + ] [HA] Ácido fuerte [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido débil

14. FUERZA DE LAS BASES (pág. 205). Ejemplos de bases fuertes: los hidróxidos de litio, sodio, potasio, rubidio, cesio (metales alcalinos) y calcio, estroncio, bario (alcalino-térreos). Ejemplos de bases débiles: amoniaco, aminas y las bases conjugadas de ácidos fuertes. Pág. 207, ej. 11 Se denominan bases fuertes , a las bases que se encuentran totalmente disociadas en disolución acuosa, y el ion OH - muestra gran avidez por capturar un protón: NaOH (s) + H 2 O (l) Na + (aq) + OH - (aq) Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta: Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda.

15. Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. ( Pág. 207, ej. 12, 14) FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p. 206). 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. Pág. 230, ej. 66, 68

16. FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS.

17. FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULAR (pág. 207) En ácidos hidrácidos, cuanto menor es la energía del enlace H – X, menos estable es el enlace y con mayor facilidad se rompe, cediendo el ion H + En ácidos oxácidos, cuanto más electronegativo es el halógeno, más atrae el par de electrones que comparte con oxígeno unido al hidrógeno, por lo que éste se ioniza más fácilmente. En ácidos oxácidos con el mismo halógeno, cuantos más oxígenos haya alrededor del halógeno, más fácilmente se cederá el protón, al estar más polarizado el enlace O – H. Pág. 207, ej. 13

18. Ácidos débiles. Constante de ionización (Pág. 208) Cuanto más fuerte es el ácido, mayor será K a , y mayor tendencia tiene a formarse A - El valor de la constante, K a , es una medida de la fuerza de un ácido  Como todas las constantes de equilibrio, K a depende de la temperatura La constante de equilibrio K a se denomina constante de acidez o de ionización del ácido , e incluye el producto Kc * [H 2 O] . Para un ácido cualquiera tiene la expresión: La constante del equilibrio anterior, K c , se expresará como: Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua: AH (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) K c = [A - ][H 3 O + ] [AH] [H 2 O] eq K a = [A - ][H 3 O + ] [AH] eq

19. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O  A – + H 3 O +  A –  ·  H 3 O +   A –  ·  H 3 O +  K c = ——————  K c ·  H 2 O  = ——————  HA  ·  H 2 O   HA  constante de  disociación (K acidez) Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si K a > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si K a < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 –COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1,8 · 10 –5 M

20. Bases débiles. Constante de ionización (Pág. 209) Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta: B (aq) + H 2 O (l)  BH + (aq) + OH - (aq) Cuanto más fuerte es la base, mayor es K b y el equilibrio se desplaza más a la derecha.  El valor de la constante, K b , es una medida de la fuerza de una base.  Como todas las constantes de equilibrio, K b depende de la temperatura. La constante de equilibrio K b se denomina constante de basicidad o de ionización de la base, e incluye el producto Kc * [H 2 O] . Para una base cualquiera tiene la expresión: La constante del equilibrio anterior, K c , se expresará como: K c = [OH - ][BH + ] [B] [H 2 O] eq K b = [OH - ][BH + ] [B] eq

21. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O  BH + + OH –  BH +  x  OH –   BH +  x  OH –  K c = ——————  K c x  H 2 O  = ——————  B  x  H 2 O   B  constante de disociación (K basicidad) Al igual que el pH se denomina pK a: pK a = – log K a ; pK b = – log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pK a o pK b menor es la fuerza del ácido o de la base.

22. Relación entre Ka, Kb y Kw (pág. 209) Conocida la K b para una base se puede calcular la K a de su ácido conjugado Pág. 213, ej. 15, 16; pág. 230, ej. 67 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 (y viceversa) 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 -

23. En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa que: -Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. -Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ). Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M. 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: CN – + H 2 O  HCN + OH – K W 10 –14 M 2 K b = —— = —————— = 2,0 x 10 –5 M K a 4,9 x 10 –10 M

24. Conociendo la concentración molar inicial (M) de un ácido débil monoprótico (en mol/L) , podemos obtener el valor de Ka en función de esa concentración y los iones formados en el equilibrio de ionización: HA (aq) + H 2 O(l)  A – (aq)+ H 3 O + (aq) Cálculo de la constante de ionización de ácidos y bases débiles (pág. 210) No se suele tener en cuenta la concentración inicial de iones hidronio procedentes del equilibrio de autoionización del agua para determinar la molaridad inicial de la disolución (por ser del orden de 10 -7 ). A menudo se simplifica el denominador de la expresión de Ka (M-x), despreciando el valor de x, pues tiene un valor muy pequeño. Esta aproximación será válida si (x/M)*100 es menor del 5%. Con bases, se trabaja igual. Pág. 213, ej. 17; pág. 230, ej. 69, 70

25. Grado de ionización ( α ) en Ka y Kb (p. 212) Pág. 213, ej. 18, 19, 20 El grado de ionización α de un ácido o una base débiles es la relación entre la concentración de iones en el equilibrio (x) y la concentración inicial (M). Expresa el tanto por ciento de moléculas ionizadas. [AH] [H 3 0 + ] [A - ] Molaridad inicial ácido débil M 0 0 Cambios para el equilibrio -Mα + Mα + Mα Molaridad en el equilibrio M- Mα Mα Mα x —— M M α 2 ——— 1- α

26. Relación entre la constante y el grado de disociación “  ” En la disociación de un ácido o una base Igualmente: En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a /c o K b /c < 10 –4 ),  se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c  2 (K b = c  2 ) De donde: El grado de disociación mide la proporción entre lo que disocia de una sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.

27. CONCEPTO DE pH (pág. 214) 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

28. 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

29. Ejemplo : Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 M Equilibrio: NH 3 + H 2 O  NH 4 + + OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x  NH 4 +  x  OH –  x 2 K b = ——————— = ——— = 1,8 x 10 –5 M  NH 3  0,2 – x De donde se deduce que x =  OH –  = 1,9 x 10 –3 M pOH = – log  OH –  = – log 1,9 x 10 –3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

30. CONCEPTO DE pOH (pág. 214). A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la  OH –  y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log  H 3 O +  = 12,6  de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2 entonces: K W 10 –14 M 2  OH –  = ——— = —————— = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 M pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

31. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS (p. 213) (jueves) Pág. 213, ej. 21, 22; pág. 230, ej. 71, 73 Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón: el sulfúrico, el sulfuroso, el fosfórico…  Otro 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.

32. Disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón (pág. 216) Disoluciones amortiguadoras (o tampón) : son aquellas que mantienen un pH aproximadamente constante al agregarles pequeñas cantidades de ácido o base o al diluirlas. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado ). (ejemplo: CH 3 COOH/CH 3 COONa) Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (por ejemplo, en reacciones bioquímicas)

33. Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216) La sal, electrolito fuerte, se ioniza totalmente en disolución: El ácido acético (débil) se encuentra en equilibrio con su base conjugada (el acetato); el equilibrio estará muy desplazado hacia la izquierda, por efecto del ión común (acetato): CH 3 –COOH (aq) + H 2 O(l)  CH 3 –COO – (aq)+ H 3 O + (aq) CH 3 COONa (aq) H 2 O CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) Escribiendo la constante Ka del equilibrio anterior:

34. Comportamiento del sistema ácido acético / acetato de sodio (pág. 216) Las reacciones químicas que tenemos en este sistema son: CH 3 –COOH (aq) + H 2 O(l)  CH 3 –COO – (aq)+ H 3 O + (aq) Si añadimos una pequeña cantidad de ácido a ese sistema, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, manteniéndose el pH en valores parecidos a los iniciales. Si añadimos una pequeña cantidad de base, reaccionará con los hidronios presentes, desplazando de nuevo el equilibrio hacia la izquierda, manteniendo pues el pH aproximadamente constante . La capacidad amortiguadora de un sistema depende: * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pK a ) CH 3 COONa (aq) H 2 O CH 3 COO - (aq) + Na + (aq)

35. 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. K a (CH 3 –COOH) = 1,8 · 10 –5 M. El acetato está totalmente disociado (es una sal): CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0 c eq (M) 0,2 – x 0,2 + x x Por el efecto del ion común, el grado de disociación del ácido se considera despreciable, y rige la aproximación vista: Operando (son iguales las concentraciones de ácido y sal): pH = – log Ka * 1 = 4,74

36. Si a la disolución anterior le añadimos 0,1 moles de H Cl, ¿cuánto cambia el pH? Tenemos las reacciones: CH 3 –COONa  CH 3 –COO – + Na + H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + Al añadir ácido (H Cl), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, se consume el anión acetato y se evita la formación de más hidronios; aumenta la concentración de acético (la que había, más la formada ahora), y disminuye la de acetato (la que había, la de la sal, menos la consumida), en 0,1 moles. H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0 c eq (M) 0,2 + 0,1 0,2 - 0,1 0,1 (del H Cl)

37. Comportamiento de un sistema formado por una sal de ácido fuerte y base débil y la base (pág. 217) Si el sistema está formado por una base y su ácido conjugado (como en el caso del amoniaco y el cloruro de amonio), se llegará, de modo equivalente, a la expresión de la concentración de iones hidroxilo: Pág. 217, ej. 28, 29, 30; pág. 230, ej. 77, 78

38. Hidrólisis de las sales (Pág. 220) 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 hidrolizará soltando protones, 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. Por ejemplo, o las sales de amonio, donde el catión es el

39. 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 hidrolizará dando iones OH - y 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 - , ,

40. TIPOS DE HIDRÓLISIS. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte . Ejemplo: Na Cl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na CN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN Hidrólisis de las sales (Pág. 220) Es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones procedentes de una sal con el agua

41. El catión sodio procede de base fuerte, por lo que es un ácido débil; el anión cloruro procede de ácido fuerte, por lo que es una base débil (recordar teoría par ácido-base conjugado). Eso explica que no tengan ninguna tendencia a reaccionar con los iones procedentes del equilibrio de autoionización del agua: H 2 O + H 2 O  H 3 O + (aq) + OH - (aq) Al no ser alterado ese equilibrio por reacciones con otros iones, se mantiene el pH neutro (7) de la disolución. Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: Na Cl Na Cl (aq)  Na + (aq) + Cl – (aq) disociación total (es una sal)

42. El Na + es un ácido muy débil (viene de base fuerte) y apenas reacciona con agua, pero el CH 3 –COO – es una base fuerte (viene de ácido débil) y sí reacciona con el agua de forma significativa : CH 3 –COO – + H 2 O  CH 3 –COO H + OH – lo que provoca un aumento en la concentración de hidroxilos, y que el pH sea mayor que 7 (disolución básica). Sales de base fuerte y ácido débil. Ej: CH 3 –COONa Multiplicando arriba y abajo por la concentración de H 3 O + , se llega a la expresión: Cuanto más débil sea el ácido, mayor será Kb, más básica será la disolución Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

43. Sales de base débil y ácido fuerte. Ej: NH 4 Cl Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH - , se llega a la expresión: Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución El NH 4 + es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua mientras que el Cl – es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

44. Sales de ácido fuerte y base débil. Ej: NH 4 Cl Multiplicando arriba y abajo por la concentración de OH - , se llega a la expresión: Cuanto más débil sea la base, mayor será Ka, más ácida será la disolución El NH 4 + es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua mientras que el Cl – es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma significativa: NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH disminuye por debajo de 7: Disolución ácida Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:

45. Sales de ácido débil y base débil. Ej: NH 4 CN (pág. 222) El pH dependerá del valor relativo de Ka y Kb Tanto el catión como el anión sufrirán hidrólisis, por ser especies conjugadas de ácidos o bases débiles. En estos casos: Si Ka > Kb, el catión se hidroliza más que el anión, y el pH será menor que 7 (disolución ácida) Si Ka < Kb, el anión se hidroliza más que el catión, y el pH será mayor que 7 (disolución básica) Si Ka es aproximadamente igual a Kb, ambos iones se hidrolizarán de modo semejante, y el pH será 7 (disolución prácticamente neutra) Pág.. 235, del 34 al 41. Lunes, en aula 35

46. En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base. Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO 3 o CaCl 2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras (pH = 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na 2 CO 3 o KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH - sus disoluciones son básicas (pH >7) Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH 4 NO 3 o FeCl 3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H 3 O + sus disoluciones son ácidas (pH > 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo: NH 4 CN o CaCl 2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

47. 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 =

48. VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág. 223) 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 Ver flash de carpeta

49. 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. Curvas de valoración (Pág. 224) Ver flash de carpeta De ácido débil con base fuerte: la sal formada da hidrólisis básica. Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH

50. El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7 Pág. 224, ej. del 42 al 45; pág. 230, del 84 al 87; del 79 al 83 De base débil con ácido fuerte: hidrólisis ácida De ácido débil con base fuerte

51. Indicadores ácido- base (pág. 218) Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In – ] o bien cuando [HIn]< 1/10·[In – ] ; si se parecen las concentraciones, mezcla de colores Si se añade una pequeña cantidad de indicador a un ácido AH: HA + H 2 O  A – + H 3 O + HIn (aq) + H 2 O (l) In - (aq) + H 3 O + (aq) Al aumentar la concentración de hidronio, por el efecto del ion común, el equilibrio del indicador se desplazará hacia la izquierda, predominando entonces su color ácido. Al combinar el indicador con una base, los hidroxilos que proceden de ésta consumirán los hidronios del equilibrio del indicador, que se desplazará entonces hacia la derecha, predominado su color básico. HIn (aq) + H 2 O (l) Forma ácida (color 1) In - (aq) + H 3 O + (aq) Forma básica (color 2) La constante de acidez del indicador es: K In = [In - ] [H 3 O + ] [HIn] [HIn] [In - ] [H 3 O + ] K In  =

52. Rojo Naranja Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Amarillo Amarillo Azul Azul Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,1-4,4 4,2-6,3 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 Pág. 219, ej. 31, 32, 33 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 Un indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje (rango de pH en el cual pasa de forma ácida a básica o viceversa) y de forma más clara se aprecia el cambio de color.

53. 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)