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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

CURSO: 2º DE BACHILLERATO

ASIGNATURA: QUÍMICA

ELECTROLITOS • Un electrolito es una sustancia que al disolverse en

agua experimenta una disociación (o ionización) total o parcial en sus iones.

• Las sustancias que no se disocian en iones se denominan no electrolitos.

• En función del grado de disociación, los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles.

Electrolitos fuertes Electrolitos débiles No electrolitos

HCl NaCl

NaOH

CH3COOH NH3 HF

CH3OH C6H12O6

(NH2) 2CO

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CONCEPTOS DE ÁCIDO Y BASE

• Teoría de Arrhenius

• Teoría de Brönsted Lowry

• Teoría de Lewis

TEORÍA DE ARRHENIUS

TEORÍA DE ARRHENIUS o teoría de la disociación iónica, Algunas sustancias actúan como ácidos o bases cuando se encuentran en disolución acuosa.

• Ácido es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia con formación de cationes hidrógeno, H+:

HA → A- + H+

HCl (g)→ Cl- (aq)+ H+ (aq)

HNO3 (l)→ NO3- (aq)+ H+ (aq)

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• Base es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia con formación de aniones hidróxido, OH-:

BOH → B+ + OH-

NaOH (s) → Na+ (aq)+ OH- (aq)

Reacción de Neutralización

• La neutralización consiste en la reacción completa de un ácido y una base con formación de una sal y agua.

HA → A- + H+

BOH → B+ + OH-

HA + BOH → AB + H20

• La reacción de neutralización se puede simplificar:

H+ + OH- → H20

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Ventajas e inconvenientes

• Define los conceptos de ácido y base.

• Justifica la neutralización.

• Introduce el concepto de grado de disociación.

• Predice el carácter ácido-base de una disolución:

[H+] > [OH-], disolución ácida

[H+] < [OH-], disolución básica

• Limita los conceptos a disoluciones acuosas.

• No explica el carácter básico de compuestos como NH3 o Na2CO3.

• El catión H+ debido a su pequeño tamaño no puede existir en disolución acuosa. En agua el protón se rodea de una molécula de agua formado en catión hidronio (u oxonio) H3O+

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TEORÍA DE BRÓNSTED Y LOWRY

• Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un catión H+ a otra sustancia.

• Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de aceptar un catión H+ de otra sustancia.

• La neutralización consiste en la transferencia de un catión H+ (un protón) de un ácido a una base, para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.

HA + B ↔ A- + BH+

• Los pares HA/A- y B/ BH+ se denominan pares ácido-base conjugados.

Cuanto mayor sea la tendencia de un ácido a ceder protones, menor

será la tendencia de su base conjugada a aceptarlos.

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SUSTANCIAS ANFÓTERAS

• Son sustancias que pueden actuar unas veces como ácidos y, otras, como bases.

HCO3- + OH- → CO3

2- + H2O

HCl + HCO3- → Cl- + H2CO3

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Comparación con la teoría de Arrhenius

• Las definiciones de ácido y base son válidas para disoluciones acuosas y para otros disolventes.

• La definición de base puede aplicarse a sustancias como: NH3, CO3

2-, S2-, CN-

• Explica la existencia de sustancias anfóteras.

TEORÍA DE LEWIS

• Ácido: especie química que acepta un par de electrones.

– Trifluoruro de Boro, tricloruro de aluminio.

• Base: especie química que dona un par de electrones.

– Amoniaco, anión cloruro.

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AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA • El agua experimenta un proceso de autoionización en

el que una molécula actúa como ácido y otra como base, transfiriéndose un protón de una a otra, según la ecuación de equilibrio:

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)

Kw = [H3O+][OH-]

• A la constante Kw de este equilibrio, se la denomina producto iónico del agua. Su valor depende de la temperatura, y a 25 ºC su valor es Kw = 10-14

• En el agua pura [H3O+] = [OH-]

• Una disolución acuosa es neutra si en ella la concentración de iones hidronio (u oxonio), H3O+ es igual a la de iones hidróxido, OH-

[H3O+] = [OH-]

• En disoluciones ácidas: [H3O+] > [OH-]

• En disoluciones básicas: [H3O+] < [OH-]

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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

• La fuerza de los ácidos y de las bases depende de su mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones H+, respectivamente.

ÁCIDOS Y BASES FUERTES

• Los ácidos fuertes y las bases fuertes muestran gran tendencia a ceder y recibir, respectivamente, protones H+, y se disocian totalmente en disoluciones acuosas diluidas.

HA (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + A- (aq)

B (aq) + H2O (l) → BH+ (aq) + OH- (aq)

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ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

• Los ácidos débiles y las bases débiles muestran poca tendencia a ceder y recibir, respectivamente, protones H+, y aparece un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones formados.

HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)

GRADO DE IONIZACIÓN DE UN ÁCIDO O UNA BÁSE DÉBILES

• El grado de ionización, α, de un ácido o una base débiles es la relación que existe entre la concentración del ácido o de la base ionizados en el equilibrio y su concentración inicial.

• Un ácido o base será fuerte cuando en disolución acuosa se encuentre totalmente disociado, α ≈ 1

• Un ácido o base será débil cuando en disolución acuosa esté poco disociado, α << 1

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• Constante de acidez Ka de un ácido débil:

HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

• Constante de basicidad Kb de una base débil:

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)

• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa.

HA

AOHKa

3

BOHBH

Kb

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FUERZA DE UN ÁCIDO Y ESTRUCTURA MOLECULAR

• En los ácidos hidrácidos, la energía de enlace H-X decrece de Flúor a Yodo.

• En los oxoácidos:

– Cuanto más electronegativo es el átomo centra, más polarizado estará el enlace O-H, siendo más fácil la salida del protón al estar menos atraído.

– Cuando mayor es el número de oxidación del átomo central, mas capacidad tiene de polarizar el enlace O-H, facilitando la salida del protón.

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS

• No se ceden todos los protones a la vez, sino en sucesivas etapas, cada una de ellas tiene su propio equilibrio y su constante.

• Las sucesivas cesiones son cada vez más difíciles, por lo que las constantes de acidez van siendo cada vez menores.

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4 - ; Ka1 ≈ ∞

HSO4 - + H2O ↔ H3O+ + SO4

2- ; Ka2 = 1,3·10-2

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CONCEPTOS DE pH y pOH • El pH de una disolución es el logaritmo negativo de la

expresión numérica de la concentración del catión [H3O+]:

pH = -log [H3O+] • El pOH es el logaritmo negativo de la expresión numérica

de la concentración del anión [OH-]:

pOH = -Iog [OH-]

• Teniendo en cuenta que, a 25 ºC, la constante de este equilibrio Kw = [H3O+][OH-] =10-14

• La relación entre ambas variables viene dada por la expresión: pH + pOH = 14

MEDIDA DEL pH El papel indicador universal es un papel impregnado en una serie de indicadores, lo que permite disponer de una amplia gama de colores en función del pH del medio. El pH-metro es un aparato, que es un potenciómetro, y mide la diferencia de potencial entre dos electrodos, uno de referencia, y otro, sensible a los iones hidronio.

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INDICADOR ÁCIDO-BASE

• Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene a propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto.

HIn (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + In- (aq)

• La constante del indicador KI es:

HIn

InOHK INDICADOR

3

Predomina el color de la forma ácida, HIn (aq)

Predomina el color de la forma

básica, In- (aq) El color de la disolución es una

mezcla de los colores de la forma ácida y la básica

10

HIn

In

10

HIn

In

HInIn

HIn

InOHK INDICADOR

3

OH

K

HIn

In INDICADOR

3

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HIDRÓLISIS DE UNA SAL La hidrólisis de una sal es la reacción ácido-base

que pueden realizar los iones de la sal con el agua.

Las sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte (NaCl) no producen reacción de hidrólisis y su disolución es neutra (pH = 7).

Las sales procedentes de base fuerte y ácido débil (NaClO) presentan hidrólisis alcalina y su disolución es básica (pH > 7).

ClO- (aq) + H2O (l) ↔ HClO (aq) + OH- (aq)

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Las sales procedentes de base débil y ácido fuerte (NH4Cl) presentan hidrólisis ácida y su disolución es ácida (pH < 7).

NH4+ (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + NH3

(aq)

Las sales procedentes de ácido débil y base débil (NH4ClO) presentan hidrólisis ácida y alcalina, y el pH de su disolución depende de la fuerza relativa del ácido y la base de procedencia.

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS O REGULADORAS

Las disoluciones amortiguadoras o reguladoras son aquéllas capaces de mantener su pH prácticamente constante aunque se diluyan o se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base.

• Una disolución amortiguadora puede estar formada por:

• Una disolución de un ácido débil y una sal de ese ácido (ácido acético y acetato sódico).

• Una disolución de una base débil y una sal de esa base (amoníaco y cloruro amónico).

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VALORACIONES ÁCIDO-BASE NEUTRALIZACIÓN

• Una valoración ácido-base es la determinación de la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de neutralización. Si se valora un ácido, se denomina acidimetría y, si es una base, alcalimetría.

• Cuando todos los protones del ácido reaccionan con todos los hidroxilos de la base se alcanza el punto de equivalencia.

• En una valoración el punto de equivalencia puede detectarse usando un indicador

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0,00

2,00

4,00

6,00

8,00

10,00

12,00

14,00

0,0 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0

pH

Volumen NaOH (ml)

Valorarión de HCl con NaOH

Cl (ml) NaOH (ml) V total (ml) moles H+ moles OH- pH pOH

10 0,0 10,0 0,001 0 1,00 13,00

10 5,0 15,0 0,001 0,0005 1,48 12,52

10 9,0 19,0 0,001 0,0009 2,28 11,72

10 9,5 19,5 0,001 0,00095 2,59 11,41

10 9,9 19,9 0,001 0,00099 3,30 10,70

10 10,0 20,0 0,001 0,001 7,00 7,00

10 10,1 20,1 0,001 0,00101 10,70 3,30

10 10,5 20,5 0,001 0,00105 11,39 2,61

10 11,0 21,0 0,001 0,0011 11,68 2,32

10 15,0 25,0 0,001 0,0015 12,30 1,70

10 20,0 30,0 0,001 0,002 12,52 1,48

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