REACCIONES ÁCIDO-BASE Conocer las teorías usadas en ácido-base Reconocer e identificar escalas de pH Definir términos usados en ácido-base Discriminar compuestos ácidos, básicos o neutros Diferenciando ácidos y bases Muchos de los productos de uso industrial y para el hogar suelen ser soluciones ácidas o básicas corrosivas ,como la soda cáustica y el ácido muriático Indicador Ácido-base Un indicador ácido-base suele ser un extracto vegetal, el cual adquiere dos colores claramente diferenciados según se encuentre en un medio ácido o en un medio básico. Los indicadores se utilizan distribuyéndose en tiras de papel impregnadas, como sucede con el tornasol, o en soluciones concentradas, como es el caso de la fenolftaleína TEORÍAS ARRHENIUS. Definió a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+, y las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH- Disociación de un ácido y una base según Arrhenius Ácidos HA(ac) → H+(ac) + A-(ac) HF(ac) → H+(ac) + F-(ac) Bases M(OH)n(ac) → M+n(ac) + n OH-(ac) NaOH (ac) → Na+(ac) + OH-(ac) Actividad: Indique si estas sustancias son ácidas o básicas según Arrhenius: HIO3 Fe(OH)3 BRÖNSTED-LOWRY Su teoría es más amplia, no requiere que estas especies estén en disolución acuosa. Un ácido es un donador de protones Una base es un aceptor de protones Ácido de BrÖnsted-Lowry HA + H2O → H3O+ + A- HCl + H2O → H3O+ + Cl- ácido base ácido base conjugados El protón hidratado H3O+ , se denomina ión hidronio. Sin embargo, como las propiedades ácidas del protón no se alteran por el grado de hidratación, se usará H+ Bases de BrÖnsted-Lowry El amoniaco (NH3) se clasifica como base BrÖnsted-Lowry porque puede aceptar un ión H+ NH 3(ac) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac) Todos los elementos del grupo 2A forman hidróxidos del tipo M(OH)2, donde M es el metal alcalino terreo El amoniaco es un electrolito débil (y por lo tanto, una base débil) porque sólo una pequeña fracción de las moléculas de NH 3 disueltas reacciona con agua para formar iones NH4+ y OH- Actividad: 1. Identifique ácidos y bases según Brönsted-Lowry de las siguientes reacciones: CH3COOH + H2O OH- + NH4+ CH3COO- + H3O+ NH3 + H2O 2. ¿Cuál es el ácido conjugado de? NH3 CO3-2 HS- 3. ¿Cuál es la base conjugada de? H2O HNO3 H2PO4- Ejercicio demre Teoría de Lewis 1923 ÁCIDO: Es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones (orbital vacío) BASE: Toda sustancia que puede ceder un par de electrones (pares de e no enlazantes) El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe poseer algún par de electrones solitarios. La unión de un ácido a una base corresponde a la formación de un enlace dativo coordinado La mayor o menor electronegatividad de alguno de los átomos en el compuesto determina el carácter ácido o básico del mismo. La afinidad para los electrones de un átomo combinado se conoce como electrofilia e inversamente, la tendencia a ceder electrones se conoce como nucleofilia A + ácido :B → base A:B Ejemplo 1 atomos, moleculas o iones con octetos incompletos: BF3 + NH3→ BF3NH3 Ejemplo 2. Los cationes metálicos, también se comportan como ácidos de lewis, al aceptar en sus orbitales vacíos el par e de la base, ej: Ag+ (ac) + NH3 (ac)→Ag (NH3)+ 2 (ac) Ejemplo 3. Algunos compuestos de doble enlace CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(ac) Ejercicio: Realiza la reacción entre AlCl3 y NH3 ( no hay medio acuoso) Diferencias entre las teorias La reaccion entre acido y base de Arrhenius da producto sal y agua. Un ácido y base de Bronsted y Lowry da sus pares conjugados La reaccion entre acido y base de Lewis da un producto enlace coordinado ( aducto) y no se realizan necesariamente en medios acuosos: Fuerza de ácidos y bases ÁCIDOS FUERTES Cualquier sustancia que reacciona completamente en el agua para formar ion hidronio: HCl Ka=grande → H+ + Cl- Los ácido fuertes más comunes son: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 y H2SO4 ÁCIDOS DÉBILES Para otro número de especies ácidas la reacción de ionización es incompleta (reversible) CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ Ka=pequeña en comparación a un ácido fuerte=1,4 x 10 -5 mol/l Ácidos débiles ¿Cuál es el ácido menos débil y el más débil? Ejercicios Calcular el pH y porcentaje de ionización del ácido acético CH3COOH 0,05M. Dato: Ka= 1,8 x10-5 1er Paso: Disociar el ácido. CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ 2do Paso: Indicar las concentraciones. 3er Paso: Calcular las concentraciones en el equilibrio a partir de la constante. Kac = [ CH3COO-] [H+]/[CH3COOH] 1,8x10-5=X·X/(0,05 – X)(La X de los reactivos es despreciable) 1,8x10-5 =X2/0,05 X = 9,48 x10 -4 Ahora se puede calcular las concentraciones. CH3COOH = 0.05-X= 49,06 x10-3 CH3COO- = X = 9,48 x10 -4 H+ = X = 9,48 x10 -4 Con la concentración de hidrógeno se puede calcular el pH pH = -log [H+] = - log 9,48 x10 -4 pH = 3 Ejercicios 1.- Se tiene una solución 0,01 M de ácido cianhídrico (HCN). Su constante de disociación (Ka ) es igual a 4,9 x 10-10 . Calcular: a) pH de la solución. b) porcentaje de disociación o ionización. Ejercicios DEMRE Se dispone de tres disoluciones acuosas de igual concentración: una de ácido acético(ácido débil), otra de hidróxido de sodio (base fuerte) y una tercera de ácidoclorhídrico (ácido fuerte). ¿En cuál de las opciones el pH de estas disoluciones está ordenado de menor a mayor? A) Hidróxido de sodio – ácido acético – ácido clorhídrico. B) Ácido clorhídrico – ácido acético – hidróxido de sodio. C) Ácido acético – ácido clorhídrico – hidróxido de sodio. D) Hidróxido de sodio – ácido clorhídrico – ácido acético. E) Ácido clorhídrico – hidróxido de sodio – ácido acético. A continuación se indican 5 ácidos y su pH respectivo a solución de 0,1 M cada uno de ellos. ¿Cuál es el ácido más débil? A) [NH4]+ pH = 6,1 B) H2S pH = 4 C) H2SO4 pH = 3,7 D) CH3-COOH pH = 5,5 E) HCl pH = 2,7 Ejercicio DEMRE: 1 El ácido acético (CH3COOH) es un ácido débil en solución acuosa, y a una concentración 0,10 mol/L está disociado en un 1,3%. Al respecto, se puede afirmar correctamente que presenta: A) pOH < 7 B) [OH- ] = 1,3 mol/L C) [H+ ] = 1,3 mol/L D) [OH- ] = 1,3×10-3 mol/L E) [H+ ] = 1,3×10-3 mol/L 2 ¿Cuál es el pH de una disolución cuya concentración de H+ es de 1 x 10−6 M? A) 1 B) 4 C) 6 D) 7 E) 10 3 Según la constante de acidez (Ka), ¿cuál de las siguientes alternativas es correcta? Ácido Constante acidez (Ka) X 6,6 x 10-4 Y 2,3 x 10-9 Z 5,8 x 10-10 A) X es más débil que Y. B) Y es más débil que Z. C) Z es el más débil. D) Z es más fuerte que X. E) Z es el más fuerte. BASES FUERTES Son aquellas que en solución presentan un alto % de disociación NaOH → Kb=grande + Na + OH BASES DÉBILES Son sustancias con un bajo % de disociación ↔ NH4+ + OH- NH3 + H2O Kb=1,8 x 10 -5 EL AGUA: ¿ÁCIDO O BASE? H2O ↔ H+ + OH- Kc = [ H+ ] [ OH- ] [ H2O ] Kw = [ H+ ] [ OH- ] = 1 x 10 -14 mol2/L2 Fuerza de ácidos y bases Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que el ácido es más fuerte. Si una base tiene mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte. Los ácidos y bases se comportan como electrolitos. Mientras más iones entregue un ácido o una base, más fuerte es y presenta un mayor grado de ionización. Un electrolito fuerte se disocia 100%. Ej: HCl → H+ + Cl- K= [H+][Cl-] = ∞ [HCl] Cálculo de pH en Ácidos y Bases Fuertes Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 10-3 M. HCl 0 H+ 10-3 pH= -log [H+] pH= -log 10-3 pH= 3 + Cl10-3 Ejercicio : Demre: Se sabe que la picadura de abeja es aliviada con bicarbonato de sodio y la picadura de avispa se alivia con vinagre. Considerando esta información, y con respecto al pH de los fluidos que inyectan la abeja y la avispa, éstos se pueden clasificar correctamente como Fluido de abeja Fluido de avispa A) Ácido ácido B) neutro básico C) Ácido básico D) Básico ácido E) básico básico Reacciones de neutralización Inyecta: Sustancia ácida Inyecta: Sustancia alcalina Soluciones buffer Resiste un cambio de pH aunque se añada una base o ácido fuerte. Un ácido débil y una de sus sales Una base débil y una de sus sales pH = pKa + log Base conjugada ácido Sistema CH3COOH/CH3COO- CH3COOH ↔ CH3COONa → CH3COOCH3COO- + + H+ Na+ CH3COO-(sal)+H+ (añadidos) ↔ CH3COOH + OH(añadidos)↔CH3COO-+H2O CH3COOH (acido) Calcule el pH de una disolución que contiene acido acético 0,20 M y acetato de sodio 0,30 M.