Upload
others
View
2
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Tema 5
Reacciones de transferencia
de protones
Ácidos y bases
“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante con el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).
CONTENIDO
5.1 Definiciones de ácidos y bases.
5. 2 Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización, Ka y Kb
5.3 Producto iónico del agua
5.4 Relación entre Ka y Kb
5.5 Concepto de pH
5.6 Estudio cualitativo de la hidrólisis
5.7 Neutralización
5.8 Estequiometría y pH del punto de equivalencia
5.9 Volumetrías de neutralización
5.10 Indicadores ácido-base
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 5.1 5.1.1.- Definición operacional
En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los
ácidos y las bases a partir de algunas de sus propiedades.
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 5.1
5. 1.2.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl ⇆ H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH ⇆ Na+ (aq) + OH- (aq)
Svante Arrhenius (1859-1927)
[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
1903
Tercer premio Nobel
de Química
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido, CO32-)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
5.1.3.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base base ácido
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l) ⇆ NH4+ (aq) + OH- (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej. NH3 Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera (puede actuar como
ácido o como base)
Thomas Martin Lowry (1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
Pág. 130: Ejemplo, actividades 1, 2, 3
Pág. 156: Ejemplo, actividades 1, 2,
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
CONSTANTES DE IONIZACIÓN, Ka y Kb 5.2 Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + A- (aq)
[HA]
]O][H[AK 3
a
Constante de acidez (de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, HI, H2SO4)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka )
Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l) ⇆ BH+ (aq) + OH- (aq) [B]
]][OH[BHK b
Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb
Caso extremo: base fuerte (p.ej. Hidróxidos de metales alcalinos
y alcalino térreos: NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb )
Pág. 132: actividades 4-5
Pág. 135-136: ejemplos Cálculo concentraciones en el equilibrio
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA: 5.3 Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + OH- (aq)
A 25ºC, Ka = 1,8·10-16
OH
OH·OHK
2
3
a
OH·OHOHK32a
1mol·L 55,5 .cteOH2
OH·OHK3W
Producto iónico del agua
Agua pura: [H3O+] = [OH-]= 10-7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
A 25ºC [H3O+] = 10-7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
A 25ºC [H3O+] > 10-7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] < [OH-]
A 25ºC [H3O+] < 10-7
Producto iónico del agua = Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
Pág. 137: ejemplos y actividades 6 y 7
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
Kw = Ka Kb
5.4 RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb
La base conjugada, A- , en presencia de agua capta un protón según el
equilibrio:
A- (aq) + H2O (l) ⇆ AH (aq) + OH- (aq) ][A
][AH][OHK
-b
Si multiplicamos numerador y denominador por H3O+ :
]O[H
]O[H
][A
][AH][OHK
3
3
-b
=
a
w
K
K
HA(aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + A- (aq)
Kw = Ka Kb
Pág. 138-139: ejemplo, pág. 156: actividades 4, 5 y 6