Química tema 7 - Universidad Miguel Hernández

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Curso 2011/12
QUÍMICA
CURSO PAU25
Tema 7. Reacciones Ácido-Base
Índice
-
Teorías sobre ácidos y bases
Fuerza relativa de ácidos y bases
Ionización del agua
Relación entre Ka, Kb y Kw
Concepto de pH
Objetivos específicos
-
Que el alumno pueda calcular concentraciones de iones H3O+ y OHQue el alumno sepa determinar el pH de una disolución
Que el alumno pueda hacer cálculos de valoraciones ácido-base
Resumen del tema 7
Teorías sobre Ácidos y Bases
La primera teoría se debe a S. Arrhenius, quien en 1887 propuso que
los ácidos son sustancias que en disolución acuosa se disocian generando
iones H+ (protones), mientras que las bases o álcalis son compuestos que en
disolución acuosa se disocian originando iones OH- (iones hidroxilo o
hidróxido).
HCl → H+ (aq) + Cl- (aq)
NaOH → Na+ (aq) + OH- (aq)
Cuando reacciona un ácido con una base se produce una reacción de
neutralización, que recibe este nombre debido a que se ha producido una
neutralización de las propiedades características de cada una de las
sustancias (porque desaparecen los iones H+ y OH-)
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Sin embargo, esta teoría presentaba limitaciones, pues se conocían
compuestos de carácter básico que no tenían el grupo OH-, como por
ejemplo el NH3 y el Na2CO3.
En 1923 J. N. Brönsted y T. M. Lowry propusieron una definición más
general, según la cual un ácido es una sustancia capaz de ceder un ión H+, y
una base es una sustancia capaz de aceptar un ión H+.
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Prof. Fernando Fernández Lázaro
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+
-
HCl + H2O → H3O + Cl
HCl + Na2CO3 → NaHCO3 + NaCl
HCl + NH3 → NH4+ + ClEn esta teoría, cuando un ácido (AH) cede un protón, se forma la
especie A-, que a su vez puede aceptar un protón, es decir, puede actuar
como base, por lo que se denomina base conjugada. Análogamente, cuando
una base (B) acepta un protón, se genera el compuesto BH+, que puede ceder
un protón, por lo que se denomina ácido conjugado. En general, las
reacciones ácido-base son equilibrios
HA
+
ácido
B
base
⇄
A- +
base conjugada
HB+
ácido conjugado
Esta reacción es reversible, y estará más o menos desplazada en uno u otro
sentido en función del ácido (AH) y de la base (B) de que se trate. Otro
aspecto importante es que el concepto de ácido o de base es relativo
HCl + H2O ⇄ H3O+ + ClH2O + Na2CO3 ⇄ NaHCO3 + NaOH
Fuerza Relativa de Ácidos y Bases
Un ácido será tanto más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a
ceder el ión H+, mientras que una base será tanto más fuerte cuanta mayor
tendencia tenga a aceptar el ión H+. Esta tendencia a ceder o aceptar iones
H+ es relativa, dependiendo a quien se enfrenten, por lo que se necesita una
sustancia de referencia, que es el agua.
En general, cuanto más fuerte sea un ácido tanto más débil será su
base conjugada. Análogamente, cuanto más fuerte sea una base, más débil
será su ácido conjugado.
Para medir cuantitativamente la fuerza de ácidos y bases se utiliza la
constante de equilibrio correspondiente a su reacción con el agua. Así, para
un ácido
HA + H2O ⇄ A- + H3O+
como en disoluciones acuosas diluidas (que son las habituales) la
concentración del agua permanece prácticamente constante (e igual a la del
agua pura), su valor puede incluirse en la constante de equilibrio
-
Kc =
+
[A ] [H3O ]
[HA] [H2O]
-
Ka = Kc [H2O] =
+
[A ] [H3O ]
[HA]
donde Ka es la constante de disociación, constante de ionización o constante
de acidez, y mide cuantitativamente la fuerza del ácido HA. Resulta
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evidente que cuanto mayor sea Ka más fuerte será el ácido (y más débil su
base conjugada).
De manera totalmente similar
B + H2O ⇄ HB+ + OH+
-
+
[HB ] [OH ]
Kc =
Kb = Kc [H2O] =
[B] [H2O]
-
[HB ] [OH ]
[B]
donde Kb es la constante de disociación, constante de ionización o constante
de basicidad, y mide cuantitativamente la fuerza de la base B: cuanto mayor
sea Kb más fuerte será la base (y más débil su ácido conjugado).
Algunos ácidos fuertes son
HClO4 ácido perclórico HI ácido yodhídrico
HCl ácido clorhídrico
H2SO4 ácido sulfúrico
HNO3 ácido nítrico
Entre los ácidos débiles destacan
H2S ácido sulfhídrico
H3PO4 ácido fosfórico
CH3COOH ácido acético
Como bases fuertes se pueden citar
NaOH hidróxido de sodio
KOH hidróxido de potasio
Ba(OH)2 hidróxido de bario
Y como bases débiles hay que mencionar
NaHCO3 bicarbonato de sodio NH3 amoniaco
Ionización del Agua
El agua pura se encuentra disociada, aunque en proporción muy
pequeña
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OHcomo la concentración del agua permanece prácticamente constante, su
valor puede incluirse en la constante de equilibrio
+
Kc =
-
[H3O ] [OH ]
[H2O] [H2O]
2
+
-
Kw = Kc [H2O] = [H3O ] [OH ] = 1'0 10
-14
donde Kw es el producto iónico del agua y tiene el valor 1’0 10-14 a 25 ºC.
Según el principio de electroneutralidad de la materia, en agua pura
por cada ión H3O+ que se forme ha de aparecer un ión OH-, lo que conduce a
que
[H3O+] = [OH-]
Cualquier disolución acuosa que cumpla esta condición se dice que es neutra.
En el caso concreto de una disolución a 25 ºC
[H3O+] = [OH-] = 1’0 10-7 mol/L
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Cuando se disuelve un ácido en agua pura, se desplaza el equilibrio de
ionización del agua hacia la izquierda para mantener constante el producto
iónico Kw, por lo que queda
[H3O+] > [OH-]
y estas disoluciones reciben el nombre de ácidas. En el caso concreto de una
disolución a 25 ºC
[H3O+] > 1’0 10-7 mol/L
Si, por el contrario, se disuelve una base, aumentará la concentración
de iones HO- y disminuirá, en la misma proporción, la concentración de iones
H3O+, de forma que Kw permanezca constante
[H3O+] < [OH-]
y estas disoluciones reciben el nombre de básicas. En el caso concreto de
una disolución a 25 ºC
[OH-] > 1’0 10-7 mol/L
Relación entre Ka, Kb y Kw
La constante Ka de un ácido está relacionada con la constante Kb de su
base conjugada, a través de la constante Kw
HA + H2O ⇄ A- + H3O+
Ka
A- + H2O ⇄ HA + OH-
Kb
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
Ka =
+
-
[A ] [H3O ]
Ka Kb =
Kb =
[HA]
-
Kw
+
[HA] [OH ]
-
[A ]
-
[A ] [H3O ]
[HA] [OH ]
[HA]
[A ]
-
= Kw
La misma relación existe entre la constante Kb de una base y la constante Ka
de su ácido conjugado.
Concepto de pH
En disoluciones acuosas las concentraciones de los iones H3O+ y OHestán ligadas a través de la constante Kw, por lo que con definir una, la otra
está determinada. Generalmente, se utiliza la concentración de iones H3O+.
Para poder expresar las concentraciones de iones H3O+ sin tener que
utilizar potencias negativas de diez, Sörensen introdujo en 1909 el concepto
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de pH, que se define como el logaritmo decimal cambiado de signo de la
concentración de iones H3O+
pH = - log [H3O+] = log (1 / [H3O+])
Debido al cambio de signo en el logaritmo, la escala de pH va en
sentido contrario al de la concentración de iones H3O+, es decir, el pH de
una disolución aumenta a medida que disminuye la concentración de iones
H3O+, o sea la acidez. Así, para una disolución acuosa a 25 ºC
pH < 7
disolución ácida
pH = 7
disolución neutra
pH > 7
disolución básica
De manera análoga, también se define el pOH como el logaritmo
decimal cambiado de signo de la concentración de iones OHpOH = - log [OH-] = log (1 / [OH-])
Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del agua, se
deduce que a 25 ºC
pH + pOH = 14
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Problemas resueltos del tema 7
- Calcular el pH de una disolución acuosa 0’055 M de ácido nítrico (HNO3)
Se trata de un ácido fuerte, por lo que se supone que estará
totalmente disociado. Por otra parte, puede despreciarse la aportación de
iones H3O+ debida a la disociación del agua. Por ello
[HNO3] = [H3O+] = 0’055 M
pH = - log [H3O+] = - log (0’055) = 1’26
- Calcular el pH de una disolución acuosa 0’025 M de hidróxido de potasio
(KOH)
Se trata de una base fuerte, por lo que se supone que estará
totalmente disociada. Por otra parte, puede despreciarse la aportación de
iones OH- debida a la disociación del agua. Por ello
[KOH] = [OH-] = 0’025 M
Kw
+
[H3O ] =
-
=
1'0 10
-14
-13
= 4'0 10
0'025
[OH ]
+
pH = - log [H3O ] = - log (4’0 10-13) = 12’40
Otra forma de resolver el problema sería calcular el pOH y utilizar
éste para calcular el pH
pOH = - log [OH-] = - log (0’025) = 1’60
pH = 14 – pOH = 14 – 1’60 = 12’4
- Calcular el volumen de NaOH 0’1 M necesario para neutralizar 100 mL de
una disolución acuosa 0’02 M de ácido sulfúrico (H2SO4)
La neutralización de la disolución de ácido sulfúrico se produce
cuando desaparece su carácter ácido, lo que ocurre cuando la concentración
de iones H3O+ se iguala a la de iones OH- (que a 25 ºC será de 1 10-7 M).
El H2SO4 es un ácido fuerte, por lo que se supone que estará
totalmente disociado, lo que significa que por cada molécula de ácido
existirán 2 iones H3O+; como puede despreciarse la aportación de iones
H3O+ debida a la disociación del agua, queda
[H2SO4] = 0’02 M → [H3O+] = 0’04 M
+
moles H3O = 0'04 mol 0'1 L = 0'004 mol
L
Luego la neutralización ocurrirá cuando se añadan 0’004 moles de
iones OH-. Como la disolución de NaOH es 0’1 M
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volumen NaOH =
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0'004 mol
= 0'04 L
0'1 mol/L
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Problemas del tema 7
- Calcular el pH de una disolución acuosa 0’001 M de ácido clorhídrico (HCl).
Pista: se trata de un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociado
Solución: pH = 3
- Calcular las concentraciones de iones H3O+ y OH-, así como el pH de una
disolución acuosa 0’1 M de ácido bromhídrico (HBr).
Pista: se trata de un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociado
Solución: [H3O+] = 0’1 M, [OH-] = 1 10-13 M, pH = 1
- Calcular las concentraciones de iones H3O+ y OH-, así como el pH de una
disolución acuosa 0’1 M de hidróxido de sodio (NaOH).
Pista: se trata de una base fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociada
Solución: [H3O+] = 1 10-13 M, [OH-] = 0’1 M, pH = 13
- Calcular el pH de una disolución acuosa 1 M de ácido nítrico (HNO3).
Pista: se trata de un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociado
Solución: pH = 0
- Calcular el pH de una disolución acuosa 10 M de ácido clorhídrico (HCl).
Pista: se trata de un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociado
Solución: pH = -1
- Calcular las concentraciones de iones H3O+ y OH-, así como el pH de una
disolución acuosa 0’03 M de hidróxido de bario (Ba(OH)2).
Pista: se trata de una base fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociada
Solución: [H3O+] = 1’67 10-13 M, [OH-] = 0’06 M, pH = 12’78
- Calcular las concentraciones de iones H3O+ y OH-, así como el pH de una
disolución acuosa 0’86 M de ácido sulfúrico (H2SO4).
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Pista: se trata de un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente
disociado
Solución: [H3O+] = 1’72 M, [OH-] = 5’81 10-15 M, pH = -0’24
- Para neutralizar 25 mL de una disolución acuosa de ácido sulfúrico
(H2SO4) se han gastado 37’5 mL de una disolución 0’5 M de hidróxido de
potasio (KOH). Calcular la molaridad de la disolución de ácido sulfúrico.
Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran
totalmente disociados
Solución: concentración H2SO4 = 0’375 M
- Calcular el volumen de disolución 0’026 M de ácido sulfúrico (H2SO4)
necesario para neutralizar 10 mL de una disolución 2 M de hidróxido de
bario (Ba(OH)2).
Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran
totalmente disociados
Solución: volumen H2SO4 0’026 M = 0’769 L = 769 mL
- Calcular el volumen de disolución 1 M de ácido perclórico (HClO4) necesario
para neutralizar 6 mL de una disolución 0’23 M de hidróxido de bario
(Ba(OH)2).
Pista: se trata de un ácido y de una base fuertes, por lo que se encuentran
totalmente disociados
Solución: volumen HClO4 1 M = 2’76 10-3 L = 2’76 mL
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