TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES. INTRODUCCIÓN. TEORÍAS ÁCIDO−BASE. COMPARACIÓN.

TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES.
• INTRODUCCIÓN.
• TEORÍAS ÁCIDO−BASE. COMPARACIÓN.
• FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
• K DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.
• CONCETO DE pH.
• CÁLCULO DEL pH DE ÁCIDOS Y BASES EN DISOLUCIÓN
• HIDRÓLISIS. CÁLCULO DEL pH DE SALES EN
DISOLUCIÓN
• DISOLUCIONES REGULADORAS.
• VALORACIONES ÁCIDO−BASE. INDICADORES.
INTRODUCCIÓN.
Equilibrio químico
EQUILIBRIO IÓNICO
Electrolitos
TEORÍAS ÁCIDO BASE. COMPARACIÓN.
• Lavoisier (1777): Observó que sustancias como S y P en combinación con O, y en disolución acuosa, daban
lugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno, al que le llamó principio acidificante.
• Davy (1810): Observó que el HCl (ácido muriático) era ácido y no tenía oxígeno, luego dedujo que el
hidrógeno era el responsable de la acidez.
• Arrhenius (1887): Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases y
sales) se disuelven en
, se disocian en partículas cargadas: IONES.
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: Equilibrio iónico.
Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno
Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo
Neutralización:
• Franklin (1905): Estudió el sistema del amoníaco
. Si el disolvente no era agua:
• Brönsted y Lowry (1923):
Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.
Base: Toda especie capaz de aceptar protones.
Reacción: Transferencia de protones.
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• Surge la idea de ácido−base conjugados.
• Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:
• Las sustancias pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo de la sustancia a la que se les
enfrente.
• Brönsted llamó a los ácidos y a las bases PROTOLITOS, y al sistema ácido−base, SISTEMA
PROTOLÍTICO.
tanto los ácido como las bases pueden estar cargados posit. o negat.
• Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman ANFOLITOS, ANFÓTEROS
o ANFIPRÓTICOS.
• Lewis (1938):
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No todas las reacciónes ácido−base implicaban transferencia de protones, y sin embargo, si se formaba
siempre un enlace covalente dativo.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace
covalente dativo.
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlaces
covalentes dativos.
Son ácidos de Lewis:
• Cationes sencillos:
• Sustancias con orbitales incompletos:
.
COMPARATIVA DE TEORÍAS:
TEORÍA
Def. ácido
ARRHENIUS
Cede
en
BRÖNSTED
LEWIS
Cede
Captador de
Def. base
Cede
en
Acepta
Cededor de
Neutralización
Formac. de
Transfer. de
Form. enl. cov. dat.
Sólo disol. acuosas
Sólo transf. de
Teoría general
Ecuación
Limitación
Arrhenius−Brönsted: (comparación)
• Ácidos: Brönsted amplia el concepto de ácido a sustancias cargadas.
• Bases: Brönsted amplia el concepto de base a sustancias que no son hidróxidos.
• Brönsted amplia su teoría a disoluciones no acuosas
.
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.
• Constantes de disociación
• Ácido fuerte: Aquél que tuviese gran tendencia a ceder un protón.
• Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.
ÁCIDOS:
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1 litro de disolución muy diluida
• Cuanto mayor sea
, más disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).
BASES:
Constante de autoprotólisis del agua.
Estudiemos el par
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EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).
Se disocian en agua, prácticamente en un 100%: Ácidos fuertes.
El
ejerce un efecto diferenciador entre el ,
, y el HF.
El
ejerce un efecto nivelador entre el HI y el HBr.
Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:
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El AcH ejerce efecto diferenciador entrte los tres.
Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:
El
ejerce efecto nivelador entre los tres.
• A través de la utilización de varios disolventes, se ha podido establecer la fuerza de los ácidos, por
orden de fuerza, que en
no se distinguían debido a su gran fuerza:
CONSTANTE DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.
Producto iónico del agua (depende de la Tª.).
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Tª(ºC)
20
25
30
50
60
Disolución neutra.
• Añadimos un ácido:
Disolución ácida.
CONCEPTO DE pH.
Sörensen buscó una forma de trabajar con números más sencillos para las concentraciones de
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El concepto de pH se usa también para otro tipo de concentraciones:
Disolución ácida
; disolución neutra
; disolución básica
.
CÁLCULO DEL pH.
• pH de ácido fuerte:
• pH de base fuerte:
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• pH de ácido débil:
Si ocurre:
• pH de base débil:
HIDRÓLISIS.
• Ácidos diprótidos:
•
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•
sólo tenemos en cuenta el primer equilibrio, el segundo, es despreciable.
CÁLCULO DEL pH DE SALES.
Las sales se disocian completamente (excepto aquéllas que mantiene equilibrios de solubilidad, y que no
veremos en este tema); según los iones en que se disocian provengan de ácidos o bases, fuertes o débiles,
procederemos de la misma forma que en cálculo del pH de ácidos o bases.
DISOLUCIONES REGULADORAS.
VALORACIONES ÁCIDO−BASE.
Si queremos conocer la concentración de una sustancia (elemento o compuesto), en una muestra problema,
podemos acudir a un proceso de medida cuantitativa que se llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA.
Hay tres tipos de volumetrías:
• Ácido−base.
• Oxidación−reducción.
• Precipitación o de formación de complejos.
ÁCIDO−BASE O DE NEUTRALIZACIÓN:
Hacemos reaccionar un ácido con una base o viceversa.
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El punto en el cual las concentraciones de ácido y base son equivalentes (se neutralizan el uno al otro
completamente), se llama punto final de la valoración o PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO.
En ese punto o punto de equivalencia, el cambio de pH es muy brusco.
INDICADORES.
Se utilizan para determinar el punto de equivalencia. Los hay de dos tipos:
• Físicos
• Químicos
Los indicadores ácido−base son ácidos o bases débiles que cambian de color dentro de un pequeño intervalo
de pH. Suelen ser sustancias orgánicas, muy solubles en agua y estables químicamente.
Para que se vea uno u otro color, la relación entre la forma básica y la forma ácida ha de ser
.
Medio ácido:
Medio básico:
Medio neutro:
a)
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b)
c)
Rojo fenol
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