ACIDO BASE
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Reacciones de transferencia de protones
Reacciones
ácido-base
Ácidos y bases
• ÁCIDOS• sabor ácido• enrojecen la tintura o
papel azul de tornasol• disuelven el mármol• reaccionan con
metales desprenden H2
• neutralizan a las bases
• BASES• sabor amargo• azulean el papel o la
tintura de tornasol enrojecida
• sensación jabonosa al tacto
• neutralizan a los ácidos
Teoría de Arrhenius (1887)
• Ácido sustancia que tiene H y en agua se disocia dando H+.
• HCl(aq) Cl- (aq) + H+(aq)
• Base sustancia que tiene OH y en agua se disocia dando OH-.
• NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
• el H+(aq) se encuentra hidratado en forma de H3O+(aq) ion hidronio
Teoría de Brönsted y Lowry1923
• Ácido especie capaz de ceder protones.
• Base especie capaz de aceptar protones.
• Esta teoría incluye a la de Arrhenius y la amplia.
• Un ácido y una base que difieren en un protón se llaman par ácido-base conjugados. NH4
+/NH3
• ácido/base
Fortaleza de las especies conjugadas
• Las sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases se llaman ánfoteras (H2O)
• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa.
• Una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones. El ácido cede protones a la base.
Fuerza de un ácido o de una base(sustancia de referencia el agua)
• Ácidos fuertes se encuentran totalmente disociados.
• Ácidos débiles se disocian parcialmente.
• La K del equilibrio y el grado de disociación , sirven para medir la fuerza de un ácido o base.
• Ka y Kb dependen de la temperatura.
• A mayor Ka , Kb y ; mayor fuerza del ácido o de la base.
Fuerza de ácidos y bases
• ÁCIDOS BASES
• HClO4 ClO4-
• HI I–
• HCl Cl–
• HNO3 NO3–
• H2SO4 HSO4-
• H3O+ H2O
• HSO4- SO4
=
• Ka (a 25 ºC)
• muy grande• muy grande• muy grande• muy grande• muy grande• 1• 1,3.10-2
Ácidos polipróticos
• Pueden ceder más de un protón, lo hacen de forma escalonada, cada vez con mayor dificultad. K1 >K2 >K3
• H3PO4 +H2OH3O+ + H2PO4– K1=7,5.10–3
• H2PO4– +H2OH3O+ + HPO4
= K2=6,2.10–8
• HPO4=
+H2OH3O+ + PO4–3 K3=2,2.10–13
Indicadores con diferentes sustancias
Ionización del agua (pH)
• El agua se autoioniza:
• H2O+H2O H3O +(aq) + OH –(aq)
• a 25 ºC la Kw vale 10–14 (producto iónico del agua) = H3O +OH –
• en el agua H3O +=OH – neutra
• si H3O +>OH – disolución ácida
• si H3O +<OH – disolución básica
Concepto de pH(SÖRENSEN 1909)
• Es el logaritmo decimal con signo cambiado de la concentración de iones H3O+.
• pH= -log[H3O+]
• pOH= -log[OH-]
• pH+pOH= 14
• pH=7 neutra
• pH< 7 ácida
• pH>7 básica
Predicción de reacciones ácido-base
• Dado un ácido HA y su base conjugada A-, Ka. Kb= 10-14= Kw
• para un equilibrio:
• Ácido1+Base2 Base1+Ácido2 ;la reacción estará desplazada en el sentido en que el ácido más fuerte ceda el protón.
• K= Ka(ácido1)/ Ka(ácido2)
Hidrólisis de sales( reacción de los iones de una sal con el agua)
• Si un catión se hidroliza da H3O+, disolución ácida. NH4
++ H2O H3O+
+ NH3
• Si un anión se hidroliza da OH-, disolución básica. CN-+ H2O HCN+ OH-
• Los cationes de los metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto Be), no sufren hidrólisis.
Hidrólisis de sales• Sales procedentes de:
– ácido fuerte y base fuerte, no sufren hidrólisis, disoluciones neutras, pH=7. NaCl
– ácido débil y base fuerte, se hidroliza el anión, disoluciones básicas, pH>7, KCN
– ácido fuerte y base débil, se hidroliza el catión, disoluciones ácidas, pH<7, NH4Cl
– ácido débil y base débil, se hidroliza el anión y el catión, la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado, NH4CN
Medida del pH. Sustancias indicadoras
• Sustancias que cambian de color cuando cambia el pH.
• Son ácidos o bases débiles, donde la forma ácida tiene un color diferente de la básica.
• HIn(colorA)+ H2O In– (color B)+ H3O+
• K= ([In -][H3O+])/[InH];
• ([HIn ]/[In -])=[H3O+])/K
• para apreciar bien el viraje, la [ ] de una de las formas, ha de ser 10 veces mayor que la de la otra.
indicadores
• Color A: ([HIn ]/[In -])= 10• color B: ([HIn ]/[In -])= 1/10
• color A: [H3O+ ]/K = 10, tomamos logaritmos; pH= pK- 1
• color B: [H3O+ ]/K = 1/10, tomamos logaritmos; pH= pK+ 1
• el cambio de color se produce en un intervalo de dos unidades, alrededor del valor de la K; pH= pK±1
Reacciones de neutralizaciónvolumetrías ácido-base
• Volumetría: determinación de la concentración de una disolución de un ácido o una base, mediante la medida de volúmenes de disolución.
• Ácido + base sal + agua• la disolución resultante en el punto de
equivalencia no tiene por qué ser neutra.• pH neutro si el ácido y la base es fuerte• curva de valoración: representación del pH
frente al volumen de ácido o base añadido.
volumetrías• Las volumetrías se basan en el cambio brusco de
pH que tiene lugar en el punto de equivalencia.
• Valorando NH3 con HCl, en el punto de equivalencia hay NH4Cl, de pH<7
• valorando CH3COOH con NaOH, en el punto de equivalencia hay CH3COONa, de pH>7
• un indicador es adecuado para una valoración si vira de color en las inmediaciones del punto de equivalencia.