H Cl + Na OH

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  TEMA – REACCIONES DE TRANSFERENCIAS DE PROTONES 1. Dos grupos de sustancias: Ácidos y Bases.Sabor agrio o ácido. Enrojecen el azul de tornasol. Ácidos. Disuelven el marmol. Reaccionan con los metales activos, Zn,   des eda • Sabor amargo. Propi • Sensación jabonosa al tacto.Bases o Álcalis • Azulean el azul de tornasol enrojecido. Contrarrestan las propiedades de los   ácidos1.1 Teoría clásica de Arrhenius. (Solo válida en medios acuosos).  Ácido:Son sustancias que cuando se disuelven en H O, se ionizan   2 produciendo protones. H O  2  Cl + H+ ¯ HCl  H O  2  ¯ CH  3+ CH -COO + H – COOH  3 Se puede representar también: ¯ HCl Cl + H + (aq) (aq) (aq)  O bien:+ ¯ HCl + H O Cl + H O (aq) 2 (l) (aq) 3 (aq)  Ión oxonio  H  Base : Son sustancias que cuando se disuelven en H  2 O, se ionizan produciendo iones hidroxilo.2 O  NaOH Na + + OH ¯  NH  4 OH NH  4 + + OH ¯  2 O o también  NaOH (aq) Na + (aq) + OH ¯ (aq)  H  2 O  Reacción de un ácido con una base para dar sal más HNeutralización :  2 O  H Cl + Na OH NaCl + H  2 O  H2. Teoría de Bronsted Lowry.  Ácido:Es toda especie capaz de liberar protones en disolución.  dis+ ¯ CH  3  3  CH -COO + H – COOH  dis+ NH  NH + H +  4  3 Base:Es toda especie capaz de aceptar protones en disolución.  dis  NH + H NH + +   3   4  base ácido dis  ¯ CH + H CH -COOH + 3 – COO  3  ácido base+ ¯ NaOH + H O Na(H O) + OH  2  2  ácidoA todo ácido le corresponde una base y viceversa.En la teoría clásica, el disolvente no interviene en el equilíbrio,   Se denominan pares ácido-base conjugados HCl / Cl¯ NH  4 + / NH  3 CH  3 -COOH / CH  3 - COO ¯  Na + / OH ¯  mientras que en la de Bronsted toma parte activa en el mismo, aceptando o cediendo protones.  HCl + H2 O Cl ¯ + H  3 O +  ácido1 base2 base1 ácido2  NaOH + H2 O Na(H  2 O) + + OH ¯  ácido2 ácido1 base2 base1  ¯ + CH COOH + H O CH COO + H O  3  2  3  3  ácido2 ácido1 base2 base1+ ¯ NH + H O NH + OH  3  2  4  base1 ácido2 base2 ácido1Un ácido necesita un disolvente capaz de aceptar protones, para poder manifestar sus propiedades. • Una base necesita un disolvente capaz de ceder protones, para poder manifestar sus propiedades. • La reacción de neutralización consiste en el intercambio de protones entre la forma ácida y la forma básica.  ¯ HCl + NaOH Cl + Na(H O) +  2 ¯ + HCl + NH NH + Cl  3  4  O pueden actuar como ácido o como Las sustancias que como el H  2 base, se llaman anfóteras.  ¯ = HCO + NH CO + NH +  3  3  3  4  ácido2 ácido1 base2 base1  ¯ ¯ HCO + HCl H CO + Cl  3  2  3  ácido2 ácido1 base2 base1  ¯ = ¯ HCO / CO H CO / HCO  3  3  2  3  3 Otro ejemplo:+ ¯ H O / H O  3  2  2 H O / OHCuánto 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.  −  1. El ión cianuro, CN se comporta como una base de Brönsted-Lowry. ¿Cuál es su ácido conjugado?.  2. El HF muestra carácter ácido. ¿Cuál es su base conjugada?  3. Utilizando la teoría protónica de Bronsted-Lowry, indica cuáles de las siguientes especies son ácidos o bases y escribe su base o ácido conjugado:+ = 2− − − − SO , HCO , F , HCl , OH , NH , CO  4  3  4  3  4. Completa estos equilibrios ácido-base de Bronsted-Lowry : 2−  a)2 O ↔ CO  3+ H O ……. + H  2 −  b) NH + OH + 4 ↔ H O + ……..  2 =  2  3  4  c) O + SO … + H O ↔ H +3. Como medir la fuerza de un ácido o de una base. Según Bronsted ácido1 + base2 base1 + ácido2  base ácido  1  2      K c   ácido base  1  2       Si K >> 1 ácido1 es más fuerte que el ácido2 c Si K << 1 ácido1 es más débil que el ácido2 c  nos puede servir para evaluar la fuerza de un ácido o una base, Kc pero necesitamos tomar un par ácido/base de referencia.  ¯ O / OH y H O / H O+ 2Se suele tomar H  3  2Ácido Fuerte:2 O (l) Cl ¯ + H] [ HCl ] [H3 O  constante es prácticamente infinito y no tiene sentido hablar de equilibrio ya que la reacción es irreversible.  =   Ka = ≈ 0  Kc  [H  3 O  ¯ ] [H  Kc = [ Cl  ] [H  [ Cl ¯  2 Cte O H   En disoluciones diluidas   .  3 O +  HCl + H2 O ]] [ HCl ]2 O ] =Los ácidos fuertes están totalmente disociados es decir sus Ácido Débiles:  ¯ AcH + H O Ac O + H + 2 (l)  3 • Constante de ionización.   Ac H O   3   5    •Constante de disociación.  Ka mol l  1 ,  8 10 /     AcH    •Constante de acidez.Los ácidos débiles se disocian parcialmente. El valor de Ka nos indica la fuerza del ácido.Base Fuerte:2 O (l) Na(H           ) (  2 l O H NaOH OH Na  Kc      NaOH + H  2 O) + + OH ¯           NaOH OH Na Kb O H Kc l        ) (  2  En las bases fuertes la disociación es prácticamente completa por lo que no tiene sentido hablar de Kb. Base Débil:  NH  3 + H2 O (l) NH  4 + + OH ¯        l mol  NH OH NH Kb  5  3  4  10 8 ,  1        • Las bases débiles se disocian parcialmente.El valor de Kb nos indica la fuerza de la base.5. Dados los pares conjugados ácido/base:  − −5  a) CH COOH / CH COO K = 2 . 10  3 3 a −  b) HF / F −  c) HCN / CN Elige el ácido más fuerte y la base más fuerte.  6. Razona en qué sentido está desplazada la reacción química: − ↔ − HCN + F CN + HF4 −10  Datos K ; K (HCN)= 4,9 (HF)= 6,8 • 10 • 10 a a −10.  7. La constante de acidez del ácido cianhidrico, HCN, vale K (HCN)= 4,9 • 10 a −  Calcula la constante de basicidad del ión cianuro CN .  4. Disociación del agua. Escala de pH. H   OH O H O H Kc l    10 Kw l mol   14 /  2  2  OH O H Kw      2      2 ) (  3           2 O + H  2 O ] = Cte.  [H  En agua pura y en disolución diluida      O H OH O H Kc  3 l  2        2 ) (  3 O + + OH ¯  2 O H3 A 25 ºC2 O ÁCIDO  ¯ ] [ H+ ]  H  H + H + H + H + OH ¯ OH ¯  ¯ ]  OH ¯ OH ¯ H + H + H + H + OH ¯ OH ¯  H  2 O NEUTRA [ H  ¯ ]  OH ¯ OH ¯ H + H + OH ¯ OH ¯  H  2 O BÁSICO [ H] < [ OH] = [ OH] > [ OH  10  10 -4   10 -10  10 -9  10 -8  10 -7  10 -6  10 -5  10 -3  10 -12  10 -2  10 -1  10  pH  0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14  ÁCIDO BÁSICO NEUTRO pH = - log [ H + ]   10 -11  10 -13   10 ˉ1 10ˉ  10 -8  2  10 -3  10 -4  10 -5  10 -6  10 -7  10 -9  10 -14  10 -10  [ H  10 -12  10 -13  10 -14  [ OH ¯  ]  10 -118. Si el pH de una disolución es 4:  a) ¿Se trata de una disolución ácida, básica o neutra?  b) ¿Cuál es la concentración molar de iones hidronio y la de iones hidróxido en esa disolución?  9. El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos podeermos afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es: a) Cuatro veces menor que el vino. 7,35 -1  b) 10 mol L c) 10.000 veces mayor que en el vino.  d) 10.000 veces menor que en el vino.  Cálculo del pH, mediante la Teoría de Arrhenius.  Ca= Concentración de la disolución del ácido.  HCl Cl ¯ + H  3 O +  Inicialmente Ca 0 0 Final Ca Ca  pH = - log Ca  Disolución de Ácido de Fuerte de concentración CaÁcido Débil:-1 --- 10 -3Fuerza media Ka entre 10-3 --- 10 -8Débiles Ka entre 10  Se distinguen tres tipos-8 ---------Muy débiles Ka entre 10   Disolución de Ácido de fuerza media de concentración Ca ¯ + HA A + H  Ca 0 0 Concent. Inicial -x x x Cambio Ca - x x x Concent. Final  2    A H x      Ka    HA Ca x      2 x Ka x Ca Ka     Donde x = [ H ] +  Disolución de Ácido Débil de concentración Ca ¯ HA A + H +  Ca 0 0 Concent. Inicial -x x x Cambio Ca - x x x Concent. Final  2 A H x      Ka    HA Ca x      Ca x Ca Como el ácido es débil, se puede aproximar :    Luego :  2 x  2 Ka Donde x = [ H ] x Ka Ca+ Ca    • Si se realizan los cálculos y el valor de x es del mismo orden que Ca, habría que repetir los cálculos sin la aproximación.  Disolución de Ácido Muy Débil de concentración CaSi el ácido es muy débil, no pueden aplicarse las consideraciones anteriores,   pues se llegaría a resultados paradójicos, es decir, a obtener pH básicos. El error nace de no considerarla disociación del H  2 O.  2 H  2 O H  3 O + + OH ¯ HA + H2 O A ¯ + H  La condición de electro-neutralidad establece:              3 O +  3              OH O H A  3 Teniendo en cuenta el producto iónico del H  2 O              O H Kw O H A  3  3  O H A OH  Al ser un ácido muy débil       2        Kw Ca Ka O H  3     2    Kw O H Ca Ka  3    Kw O H Ca Ka  Ca HA  por lo que :  3  3  3         Kw O H O H Ka        Ca O H  3 Nota: Es frecuente utilizar en los equilibrios ácido-base el concepto de grado de disociación α, que es la fracción molar de la especie que se disocia.- 410. Calcula el pH de una disolución 0,01 M de HF. Dato: Ka (HF)= 6,8 .• 10 - 10 11. Calcula el pH de una disolución 0, 5 M de HCN. Dato: Ka(HCN) = 4,9 . • 105. Predicción de reacciones ácido-base.  Supongamos el par conjugado HA/A ¯  HA + H2 O A ¯ + H  3 O +       3 Multiplicando numerado y denominador de por (OH - )                             A OH HA OH O H OH HA OH O H A  Ka  3  3  HA O H A Ka              Teniendo en cuenta la ecuación que representa la reacción de la especie básica:  A¯ + H2 O HA + OH ¯             A OH HA Kb  Sustituyendo:    3 Kb         Kb Kw A OH HA OH O H  Ka         Kw Ka   3  3  Supongamos la reacción ácido-base  HF + NH  4 +3 F ¯ + NH  ácido1 base2 base1 ácido2      4       Predicción de una reacción ácido-base.         4 NH  4  1             Ka Ka Kc   NH HF        4     6  10 8 ,  5  10 7 ,  4 ) ( ) ( 10 2 ,  3  10  6  O H NH HF O H F O H NH HF O H NH F NH HF NH F Kc  3                   3  3      3Reacción muy desplazada a la derecha es decir el ácido HF es más   En general: ácido1 base2 base1 ácido2 ) 2 ( ) 1 ( Ka Ka  Kc   Si Ka  1 >> Ka  2 Kc será muy grande Si Ka  1 << Ka  2 Kc será muy pequeña• Un equilibrio ácido-base estará desplazado en el sentido en el que el ácido más fuerte sea el que ceda el protón.12. Razona en qué sentido está desplazado el equilibrio:  NH + HCO NH + H CO  4  3  3  2  3-10 -7 + Datos: K (NH ) = 5,7 ; K (H CO a 4 • 10 a   2 3 ) = 4,5 • 10  Ácidos poliprótidos.Son ácidos que pueden ceder más de un protón.  Ej.:  ¯ + H CO + H O HCO + H O  2  3 2 (l)  3  3    HCO H O      3  3 K    1 H CO     2  3  ¯ + = HCO + H O CO + H O  3 2 (l)  3  3    CO H O     3 3   K   2   HCO  3    Otros: H S , H PO  2  3  46. Hidrólisis de Sales.  La hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el H O.  2 Sal de Ácido Fuerte y Base Fuerte.  H O  2 ¯ NaCl Na + Cl + El Na+ no reacciona.  La disolución tiene:  ¯ El Cl no reacciona. pH = 7 Sal de Ácido Débil y Base fuerte.+ ¯ NH Ac Ac + Na4 La disolución tiene: El Na+ no reacciona.  pH básico  ¯  Ac¯ + H2O(l) AcH OH +   Sal de Ácido Fuerte y Base Débil. ¯ + NH Cl NH + Cl  44 El Cl¯ no reacciona.  La disolución tiene:  pH ácido NH + + H O(l) NH + H O+  4  2  3  3 Sal de Ácido Débil y Base Débil.+ ¯ NH F NH + F  44 Reacciona tanto el catión como el anión:  ¯ ¯ -11  F + H O HF + OH Kb = 1,4  10 2 (l) ++ -10 NH O + H NH + NH Ka = 5,5  10  4 2 (l)  3  3+ 4 segunda reacción está más desplazada hacia la derecha que la primera y ¯ + por tanto se produce más cantidad de H O que de OH luego la   indica que esta El valor más alto de la constante de acidez del NH  3 disolución será ácida; pH < 7La disolución será ácida o básica dependiendo del ión que se   hidrolice en mayor extensión y esto vendrá indicado por las respectivas constantes.  Hidrólisis de un catión.• Los cationes alcalinos y alcalino-térreos, salvo el Be, no sufren hidrólisis. El resto + se hidrolizan en mayor o menor medida dando (H O ).   3+ + Na + 2 H O NaOH + H O  2 3 3+  ¯ 2+ Fe(H O) + H O [ Fe(H O) (OH ) ] + H O +  2  6  2  2  5  3 + ¯ + 2+ Zn(H O) + H O [ Zn(H O) (OH ) ] + H O  2  6  2  2  5  3 Hidrólisis de un anión.  ¯ . Un anión Un anión cuyo ácido conjugado sea débil, se hidroliza dando iones OH cuyo ácido conjugado sea fuerte no se hidroliza.13. Razona el carácter ácido o básico de una disolución acuosa de nitrato de  amonio, NH4 NO  3 .