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Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ SUBSECTOR DE APRENDIZAJE: QUIMICA NOMBRE GUIA Y/O MÓDULO DE APRENDIZAJE: REACCIONES QUIMICAS NIVEL: 4º MEDIO PROFESOR(A)/ES: GLORIA PONCE MARMOLEJO OBJETIVOS GUIA Y/O MODULO DE APRENDIZAJE: Determinar estado de oxidación de diferentes sustancias. Distinguir los procesos de oxidación y reducción. Equilibrar reacciones en medio básico y acido. Explicar funcionamiento de una batería o pila. Determinar espontaneidad de una reacción redox. Caracterizar los ácidos y bases. Determinar Fuerza de ácidos y bases. Determinar el pH, pOH, Ka, Kb y concentración de participantes de una reacción. Explicar procesos de neutralización y titulación. Resolver problemática de aplicación de conceptos de acido – base y redox. Reacciones acuosas del tipo óxido-reducción Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX., como la oxidación de combustibles, reducción del CO 2 , oxidación de metales o corrosión . La disciplina que estudia las leyes de que rigen los procesos redox y su relación con la producción de electricidad se llama electroquímica. Las reacciones de óxido-reducción o redox, son los procesos químicos en los que tiene lugar alguna variación en el estado de oxidación o número de oxidación. Esta variación es, a su vez, la consecuencia de una transferencia de electrones. Estado de oxidación: se define como la carga iónica parcial existente sobre un átomo constituyente de una molécula o ión. Reglas para determinar el Estado de oxidación(E.O): a. b. c. d. e. f. g. El estado de oxidación del átomo en un elemento es cero. Ejemplos: O en O2, H en H2, Al en el metal, etc. En todos ellos , el E.O=0. El E.O de un ión monoatómico es idéntico a su carga. Por ejemplo, para el Cu2+ el E.O del Cu es +2, para el Cl-, el E.O del Cl es (–1). Los metales alcalinos siempre que estén formando parte de un compuesto tienen E.O =+1, y los metales alcalinos térreos tienen E.O =+2 cuando están formando parte de un compuesto. Los halógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen E.O=( –1) y los no metales calcógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen E.O =(–2) El estado de oxidación del hidrógeno, cuando está formando parte de un compuesto, tiene E.O =+1, excepto en los hidruros metálicos donde el E.O es =(–1). El estado de oxidación del oxígeno en los compuestos es (–2), con excepción de los peróxidos; por ejemplo, en el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, o en los peróxidos de los metales alcalinos, de fórmula general M 2O2 y en los peróxidos de los metales alcalino térreos, de fórmula MO2 donde el E.O del oxígeno es (–1). La suma de los estados de oxidación de los átomos componentes de una molécula neutra debe ser igual a cero, e igual a la carga en el caso de los iones poliatómicos. Ejemplos: Hallar el número de oxidación del carbono en el carbonato de calcio (CaCO3) y del cromo en el ión Dicromato Cr2O7-2. CaCO3 Cr2 O7-2 Ca C O3 (+2) + (X) + 3(-2) = 0 Cr2 O7-2 2 X + 7(-2) = -2 2 + X-6 =0 X = +4 2 X - 14 2X = 12 X = +6 = -2 1.Ejercicios : Determine estado de oxidación a) b) c) d) e) f) g) P en el H 3 PO 3 N en el NH 4 OH S en el H 2 SO 3 Cl en el KClO 3 S en el Na 2 S Cr en el Cr 2 O 3 Mn en el MnO 4 2- Es importante tener claro los conceptos de oxidante, reductor, semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción. Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ Agente Reductor: es la sustancia que contiene el elemento cuyo E.O aumenta. Esta sustancia se oxida y reduce a la otra sustancia. Por ejemplo: Zn → Zn 2+ + 2e-, en este caso el Zn es el reductor, aumentó su E.O ( se oxidó, pues perdió o cedió 2 electrones) transformándose en Zn 2+ que será el oxidante. Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento cuyo E.O disminuye. Esta sustancia se reduce y oxida a la otra sustancia. Por ejemplo : Cu 2+ + 2e-→ Cu , en este caso el Cu 2+ es el oxidante, disminuyó su E.O (recibió o gano 2e- ) transformándose en Cu , que será un reductor. Semirreacción de oxidación: es el proceso en que un elemento aumenta su E.O, para lo que es necesario que el agente reductor ceda electrones. Por ejemplo: Zn → Zn 2+ + 2eSemirreacción de reducción: es el proceso en que un elemento disminuye su E.O, para lo que es necesario que el agente oxidante capte electrones. Por ejemplo : Cu 2+ + 2e-→ Cu Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia que se reduce gane electrones, porque uno se pregunta, ¿cómo se puede reducir una sustancia que está ganando algo? Precisamente porque lo que está ganando son electrones, que tienen carga negativa. Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero también puede ganarse problemas, que son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder electrones no es problema para ninguna sustancias, pero puede serlo para ti si no sabes cómo responder una pregunta de oxidación reducción. Las reacciones redox se componen de una oxidación y una reducción porque es una transferencia de electrones, un agente cede electrones (agente reductor) y otro acepta electrones( agente oxidante).Tomando en cuenta las semirreacciones anteriores. Oxidación : Zn → Zn 2+ + 2ereductor 1 → oxidante 1 + 2e- Reducción : Cu 2+ + 2e-→ Cu oxidante 2 + 2e→ reductor 2 Al sumar las semirreacciones como en un sistema de ecuaciones, quedaran eliminados los electrones Zn → Zn 2+ + 2e Cu 2+ + 2e-→ Cu Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu 2. Ejercicios: Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor, cantidad de electrones cedidos o aceptados. a) b) c) d) e) f) g) Al → Al 3+ Ca 2+→Ca Mg → Mg 2+ Na + →Na 2H + → H 2 2I – →IO3 -1 Cl 2 → ClO4-1 Equilibrio de ecuaciones redox Se han usado diversos métodos para balancear las ecuaciones redox iónicas, entre ellos con ligeras modificaciones, el método de número de oxidación que se descubrió para ecuaciones moleculares. Sin embargo, quizá el método más popular sea el de Ion-electrón. Método del ion - electrón Este método se aplica cuando en una reacción química el oxidante o el reductor van formando parte de iones que contienen oxígeno. En la igualación de una reacción por este método se distinguen algunas etapas o pasos sucesivos. Estos pasos se ilustrarán igualando una semirreacción en ambiente ácido y otra, en ambiente alcalino. Ejemplo 1: Balancear la siguiente semirreacción en ambiente ácido: Cr2 O7 2- → Cr3+ 1º. Se iguala el número de átomos distinto al oxígeno. Cr2 O7 2- → 2 Cr3+ 2º. Se iguala el número de átomos de oxígeno, agregando moléculas de agua en el lado con menor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la diferencia. Cr2 O7 2- → 2 Cr3+ + 7 H2O Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ 3º. Los átomos de hidrógeno se igualan con iones hidrógeno, anotados en el lado opuesto donde se anotaron las moléculas de agua, tantos como sean necesarios. En esta etapa, la semirreacción está químicamente igualada. Cr2 O7 2- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O 4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado del Ion hidrógeno el número de electrones que sean necesarios. Cr2 O7 2- + 14 H+ + 6 e → 2 Cr3+ + 7 H2O Ejemplo 2: Igualar la semirreacción en ambiente alcalino: ClO- → ClO3 − 1º. Se iguala el número de átomos diferente al oxígeno. ClO- → ClO3 − 2º. Se agregan moléculas de agua en el lado con mayor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la diferencia. ClO- → ClO3 − + 2 H2O 3º. Los átomos de hidrógeno y oxígeno se igualan con iones hidroxilos OH- , anotados en el lado opuesto a las moléculas de agua. En esta etapa la semirreacción está químicamente igualada. ClO- + 4OH - → ClO3 − + 2 H2O 4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado de las moléculas de agua el número de electrones que sean necesarios. ClO- + 4OH - → ClO3 − + 2 H2O + 4e Luego se suman las semirreacciones oxidación y reducción, igualando el número de electrones cedidos y aceptados para obtener la reacción iónica global. Ejemplos: a) Fe + Cu+2 Fe → Fe+3 + Cu → Fe+3 + 3ē /2 + Cu+2 + 2ē → Cu /3 ───────────────────────────────────── 2Fe → 2 Fe+3 + 6 ē 3Cu+2 + 6 ē → 3 Cu ───────────────────────────────────── Ecuación global 2Fe + 3Cu+2 → 2Fe+3 + 3Cu b) Equilibrar la siguiente ecuación química en medo ácido NO2- + Cl- → NO + Cl2 + NO2- + 2H+ + 1 ē → NO + H2O / 2 2Cl→ Cl2 + 2 ē / 1 ─────────────────────────────────────── 2NO2- + 4H+ + 2Cl- → 2NO + 2H2O + Cl2 3. Ejercicios : Igualar en medio ácido las siguientes ecuaciones redox: a) Zn(s) + NO3 – (ac) b) MnO4 – + I – c) Cr2O7 2– + Fe 2+ → Zn 2+ (ac) + NH4+ (ac) → Mn 2+ + I2 (s) → Cr 3+ + Fe3+ 4. Ejercicios : Igualar en medio básico las siguientes ecuaciones redox: a)Mn2+ + H2O2 b)Cr2O7 2– + Fe 2+ → MnO2 + H2O → Cr 3+ + Fe3+ Pilas Historia de las pilas de Luís Galvani (1737-1793) cuando realizaba experimentos con ancas de ranas observó la existencia de electricidad animal y erróneamente mencionó que era movida por tejido muscular. Posteriormente, Alejandro Volta descubrió que no fue electricidad animal la que causó las contracciones de las ancas de rana, sino la reacción química entre el barandal y el metal de gancho donde colocaban las ancas de rana. En un experimento Volta colocó dos piezas circulares de plata y zinc, entre ellas un trozo de tela humana con una disolución salina (electrolito), al tocar las dos mitades con alambre se produce la corriente eléctrica y es así como se inicia la pila eléctrica de volta. Mas tarde en 1836, Juan Federico Daniell, Químico inglés, logró constituir una pila humana, usada en la telegrafía, y en 1867, el francés G. Leclanche inventó la pila seca. Utilizado hasta la fecha. En la actualidad, existe una gran variedad de pilas y baterías con diferentes usos A continuación conoceremos la estructura de la pila de Daniell y su funcionamiento Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ La pila o celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea, durante el curso de la reacción los electrones fluyen externamente desde el ánodo al cátodo a través de un alambre conductor externo. Veamos el caso del desplazamiento del ión Cu+2 por el Zn, cuya reacción es: Cu+2 (ac) + Zn ↔ Cu + Zn+2 (ac) Al establecer el contacto de los iones Cu con Zn, se produce la transmisión de electrones. Esta distribución particular de electrodos Zn y Cu y de disoluciones ZnSO4 y CuSO4 se conoce como celda de Daniell. Está formada de la siguiente forma: Un recipiente que contiene una solución de sulfato de cobre (CuSO4), en la cual se encuentra introducida una lamina de cobre. La otra solución contiene una solución de sulfato de zinc (ZnSO4), dentro de la cual contiene una lamina de zinc. a) Cuando se cierra el circuito comienza espontáneamente en el ánodo la oxidación del Zn, que libera electrones que se trasladan a través del conductor externo para reducir al ion cúprico Cu2+ a Cu metálico en el cátodo. b) La oxidación ocurre en el ánodo (electrodo de Zn) y la reducción en el cátodo (electrodo de cobre). c) El puente salino permite la conducción iónica a través de la solución. Si no existiera el puente salino, la reacción se detendría, porque los iones Zn2+ se acumularían alrededor del ánodo, generando una fuerte carga positiva, que impediría que los electrones generados por oxidación del Zn se fueran por el conductor externo. En el cátodo se acumularían iones sulfato negativos, que impedirían la llegada de los electrones provenientes del ánodo. Oxidación : Zn → Zn 2+ + 2eEº = 0,76 V ( ánodo) Reducción : Cu 2+ + 2e- → Cu Eº = 0,34 V (cátodo) Ecuación iónica neta de la celda: Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu en forma espontánea) ∆ Eº = 1,10 V ( El valor mayor que cero indica que la reacción ocurre Pilas secas o pila de leclanche: Las pilas secas son dispositivos utilizados para generar electricidad por un proceso REDOX, mediante las sustancias químicas colocadas en su interior. Las pilas secas tienen una mezcla de sustancias alrededor de un electrodo de carbono, cuando las sustancias se agotan, la pila ya no es útil. Es importante no arrojarlas a la basura para no contaminar el medio ambiente. Las más contaminantes son las de Mercurio. Las reacciones que ocurren en una pila seca son: 2MnO2+2NH4 +1 + (+2e) → Mn2O3 + 2NH3 + H2O , ocurre en el Cátodo (reducción). Zn → Zn+2+2e , ocurre en el Ánodo (oxidación) Los elementos que conforman a una pila seca común son: una pasta húmeda de MnO2, NH4Cl y ZnCl2 lo envuelven en un recipiente de zinc que es el ánodo. El cátodo es un cilindro de carbón, el cual no interviene directamente en la reacción, sirve como superficie para que la reacción de reducciones se efectúe. Las baterías alcalinas contienen KOH en lugar de NH4Cl y esta sustancia proporciona voltaje en más tiempo. Existen gran variedad de pilas, recargables y desechables, de mayor potencial, como la batería de automóvil. Podemos, además mencionar: Pila de níquel-cadmio Esta pila es recargable y genera 1,4 V. Se utiliza, en calculadoras, en teléfonos inalámbricos, etc. Las reacciones son: Reacción anódica: Cd (s) + 2OH– (ac) → Cd(OH)2(s) + 2e– Reacción catódica: 2 NiO(OH) (s) + 2H2O (l) + 2 e– → Ni(OH)2 (s) + 2OH– (ac) Pila o batería de mercurio Tiene gran uso en medicina (por ejemplo, en marcapasos) y en la industria electrónica. Proporciona constante de 1,35 V. Reacción Anódica: Zn (Hg) + 2OH– (ac) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e– Reacción Catódica: HgO (s) + H2O(l) + 2 e– → Hg (l) + 2OH–(ac) Para mayor información consulte el siguiente vínculo: http://www.incc.com.uy/mp/mp1.html Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ 5. Ejercicios : Usando la tabla de potencial de electrodo estándar a 25 ºC, determinar si la reacción es factible que ocurra ( espontaneidad): a) Mg+2 + Al → Mg + Al+3 b) Li + F-1 → Li 1+ + F2 -1 -1 c) MnO4 + Cl →Mn+2 + Cl2 La oxidación – reducción en los seres vivos En biología molecular, los procesos redox tienen una gran importancia, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración (a nivel molecular), dos procesos fundamentales para la vida de los organismos superiores. La energía captada en la fotosíntesis y el poder reductor adquirido en el proceso,hacen posible la reducción y la asimilación de los bioelementos necesarios,como nitrógeno y azúfre, además de carbono, para formar materia viva.La radiación luminosa llega a la tierra en forma de "pequeños paquetes", conocidos como cuantos o fotones. Los seres fotosintéticos captan la luzmediante diversos pigmentos fotosensibles, entre los que destacan por su abundancia la clorofila, carotenos y xantofilas. Al absorber los pigmentos la luz, electrones de sus moléculas adquieren niveles energéticos superiores, cuando vuelven a su nivel inicial liberan la energía que sirve para activar una reacción química: una molécula de pigmento se oxida al perder un electrón que es recogido por otra sustancia, que se reduce. Así la clorofila puede transformar la energía luminosa en energía química. La oxidación-Reducción en la industria a) La oxidación-Reducción es un proceso químico con infinidad de aplicaciones; en la fotografía, las películas (rollos), contienen una sustancia química muy sensible. El Bromuro de plata, el cual reacciona con la luz cuando se dispara la cámara. La reacción es la siguiente: +1 -1 Ag Br → Ag 0 + Br 20 En esta reacción ocurre una transferencia de electrones en donde el Ión Bromuro (-1) se oxida produciendo un electrón y el Ión plata (+1) los gana, ya que se reduce. El resultado es en el rollo fotográfico quedando oscuro donde le llegó más luz e incoloro donde no llegó, a este se llama negativo. b) La reacción metálica: forma parte de obtener metales a partir de minerales. La mayoría de los metales se encuentran oxidados en forma de minerales como óxidos, carbonatos, sulfatos, etc. Para obtener el metal del mineral donde se encuentra es necesario pasarlo del estado oxidado a su forma metálica, es decir hay que reducirlo. Veamos el siguiente ejemplo del hierro; para extraerlo se utiliza la hematina, un óxido Férrico (Fe2O3). En el alto horno las reacciones son: 2C + O2 → 2CO +3 -2 + 2-2 0 + 4-2 Fe2O3 + C O → Fe + CO2 Se observa cómo el hierro disminuye su estado de oxidación, es decir, se reduce. Para obtener otros metales como el plomo, sigue un proceso de reducción similar al del hierro. 6.- Ejercicios: Explica de forma simple y aplicando los conceptos aprendidos: a) ¿Qué es la corrosión? b) ¿Cómo afecta el ácido a los metales? c) ¿Qué es una pila o batería? d) ¿Cuál es la diferencia entre celda galvánica y electrolítica? e) ¿Qué es la electrolisis? Respuesta a ejercicios propuestos: 1.- 1a ( 3) , 1b(- 3) ,1c ( 4), 1d ( 5), 1e ( -2) ,1f ( 3), 1g ( 6) 2.- 2a: oxidación, reductor a oxidante , 3e cedidos 2b: reducción, oxidante a reductor , 2 e aceptados 2c: oxidación, reductor a oxidante , 2e cedidos 2d: reducción, oxidante a reductor , 1 e aceptados 2e: reducción, oxidante a reductor , 2 e aceptados 2f: oxidación, reductor a oxidante , 6e cedidos 2g: oxidación, reductor a oxidante , 14e cedidos 3.- 3a) 4Zn(s) + NO3 – (ac) +10 H+ 3b) 2 MnO4 – + 10 I – +16H+ 3c) Cr2O7 2– + 6 Fe 2+ +14 H+ → 4Zn 2+ (ac) + NH4+ (ac) + 3H2O → 2 Mn 2+ + 5 I2 (s) + 8 H2O → 2 Cr 3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O 4.- 4a) Mn2+ + H2O2 + 2OH4b) Cr2O7 2– + 6 Fe 2+ + 7 H2O → → MnO2 + 2 H2O 2 Cr 3+ + 6 Fe3+ + 14OH- 5.- Sólo la 5a no ocurre espontáneamente pues su ∆ Eº es menor que cero; b y c tienen ∆ Eº mayor que cero Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ Reacciones acuosas del tipo ácido-base ¿Sabías que? ¿La reacción entre el ácido nítrico (HNO3) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3) (polvo para hornear) para producir gas dióxido de carbono (CO2) es la misma que produce la efervescencia en el alka-seltzer? Características de ácidos y bases Habrás escuchado los términos: jabón neutro, pilas alcalinas, leche acidificada, medicamentos antiácidos, ácidos de baterías, etc, y tal vez te hayas preguntado. ¿Qué significa o que quieren decir? Ya en la antigüedad, los alquimistas habían observado que existen substancias naturales que tienen la propiedad de cambiar el color de algunos pigmentos vegetales tales como: el color de las rosas, del agua de canela, el de repollo morado, y de los vegetales verdes. Observaron que muchas substancias, a pesar de ser completamente diferentes siempre provocaban el mismo cambio de color en estos pigmentos, por ejemplo: el vinagre, jugo de frutos cítricos, leche cortada, etc. Siempre cambiaban de color del repollo morado a rojo mientras que otras como las cenizas, sosa, potasa, cal, etc. lo modificaban a color azul. A las primeras les dieron el nombre de ácidos (de acetum = vinagre o vino agrio), a las segundas álcalis o bases (de al kali = cenizas) y los pigmentos de estos vegetales se llamaron indicadores. Otra observación importante sobre el comportamiento de esta sustancia fue que siempre que se ponían en contacto un ácido y una base se producía una reacción química en la cual los productos formados tenían un sabor salado y perdía la capacidad de cambiar el color de los indicadores. Los ácidos y las bases son sustancias de gran importancia para la vida cotidiana y para el comportamiento químico de algunas sustancias. A principios del siglo XVll, los químicos empezaron a darse cuenta de ciertas características de los ácidos y las bases. Ácidos: Los que pueden probarse tienen sabor agrio. Neutralizan las bases Los ácidos reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Dan coloraciones distintas con algunos compuestos llamados indicadores. P. ej.: enrojecen el papel indicador universal o dejan incolora a la fenolftaleína. Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Atacan al mármol (CaCO3) y otras rocas carbonatadas desprendiendo CO2. Ej: ácido cítrico (zumo de limón) o ácido acético (vinagre), acido sulfúrico, ácido nítrico, acido clorhídrico, etc Bases: Las que pueden probarse tienen sabor a lejía o a bicarbonato y sus disoluciones acuosas tienen un tacto jabonoso. Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Dan coloraciones características con los indicadores. P. ej.: azulean el papel de tornasol indicador universal o enrojecen a la fenolftaleína. Neutralizan los ácidos. Producen precipitados en las disoluciones de algunas sales como las de magnesio. Ej.: amoniaco, sosa cáustica o hidróxido de sodio, lejía, hidróxido de aluminio, antiácido, agua de cal. En la actualidad, se conoce una gran cantidad de ácidos y bases tanto de origen mineral como orgánico; los científicos han elaborado teorías que tratan de explicar el comportamiento de estas substancias. Teoría de Arrhenius. Una de las primeras teorías que trataron de explicar el comportamiento de los ácidos y las bases fue propuesta en 1884 por Svante August Arrhenius, químico y físico Sueco.Basada en su teoría de la disociación iónica , que dice “Las sustancias llamadas electrolitos, en agua, se disocian en dos o más partes llamadas iones que tienen carga eléctrica positiva y negativa respectivamente”. Ácido: sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones hidrógeno positivos (H+ o protones): HA ⇆ H+ (ac) + A- (ac) Ej.: HCl H+ (ac) + Cl- (ac) Acido clorhídrico H2SO4 2 H+ (ac) + SO42- (ac) Acido sulfúrico o en reacción reversible: CH3COOH ⇆ CH3COO- (ac) + H+ (ac) Acido acético Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ Base: sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones hidróxido OH- (o aniones oxhidrilos): BOH ⇆ B+ (ac) + OH- (ac) Ej.: NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) Hidróxido de sodio Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2 OH- (ac) Hidróxido de bario Ejercicio 1 Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de acuerdo con la teoría de Arrhenius. a) HCl _________________ b) Ca(OH) 2 _________________ c) H3PO4 _________________ d) H2 SO4 _________________ e) Al (OH) 3 _________________ f) KOH _________________ Teoria de Bronsted-Lowry En 1923, la clasificación de ácidos y bases propuesta por Arrhenius fue extendida a otros disolventes además del agua y a la fase gaseosa, gracias a las investigaciones hechas por el químico británico Thomas M. Lowry y el químico Danés Johannes Bronsted, por lo que se necesitaba otra nueva teoría. La teoría de Bronted – Lowry define a: – Los ácidos: como sustancias que pueden donar protones o iones Hidrógenos (H+). Ejemplo: HCl + H2O→ H3O+ + Cl 1Nota: como puedes observar el ácido clorhídrico al disolverse en agua, dona un protón a la molécula del agua para producir el ión hidrónio (H3O+). – Las bases: Como sustancias que pueden aceptar protones (H+). Ejemplo: NH3 + H2O → NH4 + + OH 1Nota: En este caso se observa como la base NH3 acepta un protón de la molécula del agua para producir el ión hidróxido (OH-). Observarás que el agua puede aceptar o bien donar un protón, es decir, dependiendo de la sustancia con la cual entre en contacto se puede comportar como un ácido o una base. A las sustancias que se comportan como ácidos y bases se les denomina anfipróticas o anfóteras. Debido a esto, es posible una reacción entre moléculas de agua simple donde una se comporta como ácido y la otra como una base. Los ácidos y las bases no actúan de forma aislada, sino en reacciones ácido-base; es decir una sustancia no es ácida o básica por sí misma, sino que dependerá de con quien se encuentre. HA ⇆ ácido H+ + A- A- tiene capacidad para captar un protón y regenerar el compuesto inicial; por tanto, al captar un protón, se comporta como una base y se dice que A- es la base conjugada del ácido HA. Importante: Cualquier anión será una base de Brönsted. Si consideramos una base el razonamiento es el mismo: + H+ ⇆ BH+ base BH+ puede ceder un protón y regenerar el compuesto inicial, o sea se comporta como un ácido. B Por tanto BH+ es el ácido conjugado de la base B,por todo lo anterior una reacción ácido-base, según esta teoría, se puede escribir de la forma siguiente Ácido (I) + Base (II) ⇆ Base conjugada de (I) + Ácido conjugado de (II) AH/A- forma un par ácido/base conjugada, y B/BH+ forma una par base/ácido conjugado. Ejercicio 2: Escribe la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos. 1. H2CO3 ____________ 4. CH3COOH __________ 2. HNO3 ___________________ 3. H2S ______________ 5. NH4 + _____________________ 6. HSO4 1-______________ Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ Ejercicio 3: Escribe la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases. 1. NH 3 ______________ 4. HS- ______________ 2. CH3 O-____________________ 3.CN- _______________ 5. H2 O ____________________ 6.ClO3 -_______________ Ejercicio 4: Complete según corresponda. ⇆ _______ + NH4+ _______ ⇆ OH- + HCO3- 3. _____ + _______ ⇆ Cl- + H 3 O+ 1. HClO + 2. H2O + NH3 Teoria de Lewis. En 1923 surge una nueva forma de clasificar a los ácidos y las bases de una manera más extendida que la clasificación de Bronsted – Lowry, y que fue enunciada por el químico americano Gilbert N. Lewis . Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, Son ácidos de Lewis aquellas sustancias que aceptan pares de electrones de las bases. Son ácidos de Lewis todos aquellos cationes que poseen orbitales vacíos susceptibles de aceptar pares de electrones de las bases de Lewis. En general cualquier catión de transición es un ácido de Lewis, y cualquier sustancia que posea pares de electrones no compartidos sería una base de Lewis, y podría cederlos formando un enlace covalente denominado coordinado o dativo. En cualquier compuesto de coordinación el catión central es el ácido de Lewis y las especies que coordinan con él son bases de Lewis: Fe(H2O)6 3+ (aquí el Fe3+ es del agua posee dos pares de electrones sin compartir). El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas Ejemplo: El amoníaco se comporta como una base, ya qu es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H 3N: + BF3 → H3N – BF3 H H N: H F BF → F H F HN BF H F Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted – Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. Ejercicio: Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de acuerdo con la teoría de Lewis. a) SO3 ________________ b) SO4 2- ________________ c) Al3+ ________________ d) ClO4 1- ________________ FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES Se mide por su porcentaje de ionización (a mayor porcentaje mayor fortaleza) o por el grado de disociación o por el valor de la constante de equilibrio. Ácidos fuertes: aquellos que están completamente disociados en disoluciones diluidas (concentración menor que 0,1 M). Se encuentran prácticamente en su totalidad en la forma A- y casi no hay moléculas HA sin disociar. Por tanto están ionizados al 100% o bien su grado de disociación es 1. HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac) Ejemplos.: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, HMnO4.,, Aquí se cumple siempre que [H3O+] = [Ácido]inicial, si el ácido es monoprótido. Bases fuertes: aquellas que están completamente disociadas o ionizadas. Ejemplos: los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos: NaOH, KOH, Ba(OH)2. Se puede escribir: NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) Se cumple siempre aquí que: [OH-] = [Base]inicialsi la base tiene un solo OH-. Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ Acidos débiles: aquellos que no se disocian completamente. Presentan simultáneamente las formas HA, sin disociar, A - y H+. Si aplicamos aquí la ley de acción de masas, podemos escribir: A H3O HA(aq) + H2O(l) ⇆ A-(aq) + H3O+(aq) K HAH2O En disoluciones diluidas, las habituales, casi todo es agua y la [H2O] es prácticamente constante. Por tanto: Es la constante Ka de disociación de los ácidos débiles, llamada constante de acidez. K H2O Ka A H O 3 HA Bases débiles: aquellas que no se disocian completamente. Presentan un equilibrio entre las formas B y BH+. Aplicando aquí la ley de acción de masas: BH OH B(ac)+ H2O(l) ⇆ BH+ (ac)+ OH- (ac) K BH2O Siguiendo el mismo razonamiento que en los ácidos queda: Es la constante Kb de disociación de las bases débiles, llamadas constante de basicidad. Kb BH OH B A mayor Ka o Kb, más fuerte es el ácido o la base. Sólo se le asigna Ka o Kb a los ácidos o bases débiles. Es la forma de conocer qué ácidos o bases son débiles. Autoionización del agua. Concepto de pH El agua es un electrolito debil ,por otro lado sabemos que el agua es una sustancia anfótera .O sea puede comportarse como ácido y como base ,por tanto podemos escribir H2O (l) + H2O (l) ⇆ OH- (ac) + H3O+ (ac) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 O bien 2 H2O (l) ⇆ OH- (ac) + H3O+ (ac) .Aplicando la ley de acción de masas tenemos K H O OH 3 H2O2 Puesto que [H2O] se puede considerar constante, nos queda: K [H2O]2 = [H3O+] [OH-] o mejor Kw = [H3O+] [OH-] Kw (producto iónico del agua) = 10-14 a 25 ºC teniendo en cuenta los valores de la [H3O+] y de la [OH-] podemos decir : 1.- [H3O+] = [OH-] = 10-7 Disolución neutra 2.- [H3O+] > [OH-] , o sea [H3O+] > 10-7 y [OH-] < 10-7 Disolución ácida 3.- [H3O+] < [OH-] , o sea [H3O+] < 10-7 y [OH-] > 10-7 Disolución básica Esta igualdad en la concentración de los iones que resultan de la ionización del agua hace que el agua se manifieste como neutra, es decir no muestre propiedades de un ácido ni de una base. Potencial de Hidrógeno o pH Has visto que en el agua la concentración de iones hidronio es igual a 1 X 10¯7 moles por litros. Cuando se adiciona un ácido al agua debido a la reacción que se presenta entre ellos, la concentración de iones hidronio se eleva y toma valores mayores de 1 X 10¯7 moles/l mientras que con las bases sucede lo contrario.Debido a que esos valores de las concentraciones de los iones son muy pequeñas, manejar estas cantidades sería bastante engorroso, es por ello quedesde 1909 el químico danés S.P.L.Sorensen propuso que se usara solamente un número y se refirió al exponente de la base de 10, pero en su expresión positiva. Y se le llamó como escala de pH para cuando se determine el poder o potencial de los iones H+ y además también se maneja la escala de pOH, para cuando se determine el poder o potencial de los iones OH¯. Llamada Potencial de Hidrógeno o pH. pH = - log [ H+ ] Si calculamos el valor de pH para el agua tendremos que: pHw = - log 1 x 10-7 pHw = 7 A este valor de pH para el agua se le llama pH neutro. Para los ácido los valores de pH serán menores que el valor de pH para el agua; es decir, menores que siete; y para las bases, valores mayores que siete.( Ver escala de pH en tu texto). Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ El pH de una sustancia se puede obtener con papel indicador , a través del color se sabe si es acido o base, también puede ser con un peachimetro ( instrumento que mide el pH ) o a través de la matemática como se indicara a continuación: Ejemplo: 1. ¿Cuál es el pH y pOHde una solución cuya concentración 2. ¿Cuál es el pOH y pH de una solución 0.0003 M de NaOH? de ion hidronio es de 0.005 M? Acido fuerte Base fuerte H+ ] = 0.005 M =5 x 10- 3 M pH = -log [ H+ ] pH = -log [ 5 x 10- 3 ] pH = - [ - 2.3 ] pH = 2.3 14= pH + pOH pOH= 14-2,3 pOH=11,7 [ OH- ] = 0.0003 M =3 x 10- 4 M pOH = - log [ OH- ] pOH = - log [3 x 10- 4 ] pOH = - (- 3,5) pOH = 3,5 14= pH + pOH pH= 14- 3,5 pH = 10,5 3. ¿Cuál es el pH y pOH de una solución ácida que tiene una ,Ka = 1,5 x 10- 7 y su concentración inicial es 0.005 M? Acido débil 4. ¿Cuál es el pOH y pH de una solución cuya concentración 0.0003 M y su Kb es de 3 x 10- 9 ? Base débil Ka = [A-][H3O+] [HA] En un ácido débil, se desconoce las cantidades de [A-] y [H3O+] Pues se disoció en mínimas concentraciones Reemplazando los valores, en la ecuación: 1,5 x 10- 7 = X 2 [ 5 x 10- 3 ] X 2 = 7,5 x 10- 10 , aplicando raíces X = √7,5 x 10- 10 X=[H3O+]= 2,7 x 10- 5 Ahora se aplica la función logarítmica pH = -log [ 2,7 x 10- 5 ] pH = - [ - 4.6 ] pH = 4,6 14= pH + pOH pOH= 14-4,6 pOH= 9,4 Kb = [BH+][OH-] [B] En una base débil, se desconoce las cantidades de [BH+] y [OH-] Pues se disoció en un bajo porcentaje. Reemplazando los valores, en la ecuación: 3 x 10- 9 = X 2 [ 3 x 10- 4 ] X 2 = 9 x 10- 13 , aplicando raíces X = √9 x 10- 13 X=[OH-]= 9,5 x 10- 7 Ahora se aplica la función logarítmica pOH = -log [ 9.5 x 10- 7 ] pOH = - [ - 6.0 ] pOH = 6 14= pH + pOH pH= 14-6 pH= 8 Ejercicio 5: resuelva los siguientes problemas a)Determine el pH de una solución de metilamina 0,02 M si Kb = 4,4 x 10-4. b)Calcule el pH de una solución inicialmente 0,1 M de ácido acético sabiendo que su constante de ionización, Ka, es 1,8 x 10-5, a 25 ºC. Ejercicio 6: Calcule el pH y pOH de las siguientes soluciones de electrolitos fuertes. Clasifique cada sustancia de acuerdo a la escala de pH en donde aparezca sustancias como jabón, cenizas, leche , orina , saliva y bilis. a) HCl 0,025 M b) 6,7 x 10-5 M de HNO3 c) KOH 4,2 x 10-4 M d) 0,001 M de H2SO4 ( ácido poliprotico) e) Al(OH)3 1 x 10-6 M (base polihidroxilica) Reacciones de Neutralización. Las propiedades de un ácido desaparecen cuando se hace reaccionar con una base y viceversa. Esto significa que la acción de un ácido neutraliza la acción de una base. ¿Por qué? Según Arrhenius, un ácido libera iones H+ y una base librera OH¯ los cuales al reaccionar forman una molécula de agua, además de una sal, las cuales son neutras. Por ejemplo: NaOH + HCl → NaCl + HOH El conocimiento sobre esta reacción de neutralización es de gran importancia, ya que en ocasiones se nos presenta el malestar propio de una acidez estomacal, debido a una excesiva segregación de ácido clorhídrico en los jugos gástricos del estómago. Para combatir esta acidez estomacal se utilizan los medicamentos llamados antiácidos como carbonato de sodio (Tums®), Hidróxido de aluminio (Melox®), bicarbonato de sodio (AlkaSeltzer®). De igual forma, en los derrames accidentales de grandes cantidades de ácidos durante su transportación, los elementos de la sociedad de protección civil cubren el área del derrame con calhidra, Ca(OH)2 en polvo para eliminar los efectos del ácido. Colegio Alberto Blest Gana “Jóvenes emprendedores para el siglo XXI” Coordinación Académica _____________________________________________________________________________________ En otras actividades, esta reacción de neutralización se utiliza para poder determinar la concentración de un ácido o de una base presente en una solución; a esto se le conoce con el término de titulación. Por ejemplo, si agregamos suficiente cantidad de una base de concentración conocida para neutralizar exactamente una determinada cantidad original de ácido, podemos utilizar la estequiometría para determinar la concentración original del ácido. El punto en el cual hemos neutralizado exactamente la sustancia se conoce como punto de equivalencia. Ejercicio 7 : Indaga sobre los temas que se indican a continuación y luego explica de manera simple aplicando conceptos aprendidos: a) b) c) d) usos de buffer titulación ácido-base y sus beneficios cómo mantener el pH en un acuario importancia del pH en ser humano Respuesta a ejercicios propuestos: 1.- Son ácidos letra a, c y d, el resto son bases 2.-1 2 3 4 5 6 HCO3 1NO3 1HS 1CH3COO1NH3 SO4 2- 3.-1 2 3 4 5 6 NH4 1+ CH3OH HCN H2S H3O 1+ HClO3 4.-1 2 3 Cl O3 1CO3 2H2O + HCl 5.-a b c pOH = 2,5 pH = 11,5 pH = 2,9 6.a b c d e pH 1,6 4,2 10,6 2,7 8,5 pOH 12,4 9,8 3,4 11,3 5,5 http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Unidad_4.htm educarchile.cl Texto de estudio Química de 3ºmedio
