tema 7. reacciones ácido – base

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SEGUNDO DE BACHILLERATO – QUÍMICA
TEMA 7. REACCIONES ÁCIDO – BASE
1. TEORÍA DE ARRHENIUS
ÁCIDO:sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+
AH (aq) → A- + H+
HCl (aq) → Cl- + H+
BASE: sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OHBOH (aq) → B+ + OH-
NaOH (aq) → Na+ + OH-
Neutralización: se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua
H+ + OH- → H2O
HCl + NaOH → NaCl + H2O
2. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY
ÁCIDO: sustancia que en disolución cede H+
BASE: sustancia que en disolución acepta H+
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+), hay otra que se comporta como base
(captura dichos H+)
Par ácido / base conjugado: cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y
cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”
+
-H
ÁCIDO
(HA)
+
+H
BASE
CONJUGADA
(A )
+
+H
BASE
(B)
+
-H
ÁCIDO
CONJUGADO
+
(HB )
El agua a veces actúa como base y a veces como ácido. Es una sustancia ANFÓTERA.
HCl
+
ÁCIDO
NH3
BASE
H2O
→
H2O
ÁCIDO
+
ÁCIDO
CONJUGADO
BASE
+
H3O+
→
NH4+
ÁCIDO
CONJUGADO
ClBASE
CONJUGADA
+
OHBASE
CONJUGADA
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3. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH
El agua se encuentra disociado:
2H2O
H3O+ + OH-
Producto iónico del agua: Kw = [H3O+][OH-]
Kw = 1·10-14
pH + pOH = 14
Si el agua es pura:
pH = -log [H3O+]
[H3O+] = 10-pH
pOH = -log [OH-]
[OH-] = 10-pOH
[H3O+] = [OH-] = 1·10-7 M
pH = pOH = 7
Tipos de disoluciones:
Ácidas:
pH < 7
pOH > 7
Neutras:
pH = 7
pOH = 7
Básicas:
pH > 7
pOH < 7
4. ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES
ÁCIDO FUERTE: se encuentra totalmente disociado (→)
HCl (aq) → H+ + ClÁCIDO DÉBIL: disociados parcialmente (equilibrio,
)
CH3COO- + H+
CH3COOH (aq)
Fuerza de los ácidos: depende de la constante de equilibrio (KA, constante de disociación o
constante de acidez)
AH + H2O
KA =
A- + H3O+
[ A − ]·[H3 O + ]
[ AH]
KA > 100
ácido totalmente disociado
KA < 1
ácido parcialmente disociado
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Ácidos polipróticos: aquellos que pueden ceder más de un H+. Existen varias constantes de
acidez: KA1, KA2, KA3, que siempre van disminuyendo
KA1
HCO3- + H3O+
H2CO3 + H2O
HCO3-
KA2
CO32-
+ H2O
+ H3O+
KA1 > KA2
5. BASES FUERTES Y DÉBILES
BASE FUERTE: se encuentra totalmente disociada (→)
NaOH (aq) → Na+ + OHBASE DÉBIL: parcialmente disociada (equilibrio,
)
NH4+ + OH-
NH3 (aq) + H2O
Fuerza de las bases: depende de la constante de equilibrio (KB, constante de basicidad)
B + H2O
KB =
BH+ + OH-
[BH + ]·[OH− ]
[B]
6. RELACIÓN ENTRE KA Y KB CONJUGADA
KA
AH + H2O
KA =
KB
A- + H3O+
A- + H2O
[ A − ]·[H3 O + ]
[ AH]
KB =
AH + OH-
[ AH]·[OH− ]
[A − ]
Kw = KA · KB
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7. HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua.
A) Sal procedente de ácido fuerte y base fuerte
Ejemplo:
NaCl → Na+ + ClNa+ proviene de NaOH
BF
NO hidroliza
Cl- proviene de HCl
AF
NO hidroliza
pH = 7
NEUTRO
B) Sal procedente de ácido fuerte y base débil
Ejemplo:
NH4Cl → NH4+ + ClCl- proviene de HCl
AF
NO hidroliza
NH4+ proviene de NH3
BD
SÍ hidroliza
Hidrólisis:
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
Se liberan H3O+
pH < 7
ÁCIDO
C) Sal procedente de ácido débil y base fuerte
Ejemplo:
AcNa → Na+ + AcNa+ proviene de NaOH
BF
NO hidroliza
Ac- proviene de AcH
AD
SÍ hidroliza
Hidrólisis:
Ac- + H2O
AcH + OH-
Se liberan OH-
pH > 7
BÁSICO
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D) Sal procedente de ácido débil y base débil
Ejemplo:
NH4CN → NH4+ + CNNH4+ proviene de NH3
BD
SÍ hidroliza
CN- proviene de HCN
AD
SÍ hidroliza
KA
Hidrólisis:
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
KA > KB
KA < KB
KB
Hidrólisis:
CN- + H2O
HCN + OH-
ÁCIDO
BÁSICO
8. DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA (tampón, reguladora)
Son disoluciones capaces de mantener el pH después de añadirles pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base.
9. INDICADORES DE pH
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica.
10. VALORACIONES ÁCIDO – BASE
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la
base o ácido utilizado en la reacción de neutralización. Se halla el punto de equivalencia.
Ejemplo: Para neutralizar 10 mL de una disolución acuosa de HCl 0.2 M necesitamos 20 mL de una
disolución de NaOH 0.1 M. El pH en el punto de equivalencia es 7, con lo cual se utilizará el indicador
fenolftaleína. El procedimiento será el siguiente:
-
Tomamos con una pipeta 10 mL de HCl 0.2 M y los ponemos en un erlenmeyer.
-
Enrasamos una bureta con la disolución de NaOH 0.1 M.
-
Añadimos unas gotas de fenolftaleina a la disolución del erlenmeyer y quedará incolora.
-
Vamos añadiendo con cuidado la disolución que contiene la bureta y en el momento en que vira a
rosa, dejamos de añadir dicha disolución. Esto debe ocurrir cuando hemos añadido 20 mL.
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