Trasnporte De Protones

T. 6 : REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
1. Ácidos y bases
Los ácidos tienen sabor agrio. Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica. Cambian de color con la adición de indicadores. Neutralizan a las bases formando sales. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo. Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica. Adquieren determinadacoloración al añadir indicadores. Neutralizan a los ácidos formando sales.

2. Teoría de Arrhenius
Según Arrhenius, ácido es toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (H+). HCl Cl- (aq.) + H+ (aq.) HNO3 NO3- (aq.) + H+ (aq.) Base sería toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidróxido (OH-). NaOH Na+ (aq.) + OH- (aq.) Neutralización : reacción entre un ácido yuna base para formar una sal y agua. ÁCIDO + BASE SAL + AGUA HCl + NaOH NaCl + H2O • Inconvenientes de la teoría - El carácter ácido o básico en esta teoría queda limitado a la presencia de agua. Sin embargo, se conocen reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua : HCl + NH3 NH4Cl - No puede explicar las propiedades básicas del amoniaco o de los carbonatos.

3. Teoría de Brönstedy Lowry
Según esta teoría, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y base es toda sustancia capaz de captar protones. HCl + H2O Cl- + H3O+ NH3 + H2O NH4+ + OHA las especies que se diferencian en un protón se les llama par ácido/base conjugada. Las reacciones ácido-base en esta teoría consisten en la transferencia de protones (del ácido a la base). A las sustancias que pueden actuar comoácidos o como bases se les llama anfóteros.

4. Ionización del agua. Concepto de pH.
El agua pura conduce la corriente eléctrica, aunque en pequeña medida. Esto significa que en ella existen iones. Estos iones sólo pueden proceder de la autoionización del agua : H2O + H2O H3O + OH
+ -

Kc

[ H O ] ⋅ [OH ] = [ H O]
+ − 3 2 2

[H2O] = n/V = (1000/18)/1 = 55,5 M Kc · [H2O]2 = Kw = [H3O+] ·[OH-] Kw = 1,0 · 10 -14 a 25º [H3O+] = [OH-] = 1 · 10-7 M Neutra + -7 [H3O ] > 1 · 10 M Ácida + -7 [H3O ] < 1 · 10 M Básica Para evitar trabajar con números tan pequeños, Sorensen introdujo el concepto de pH. pH = 7 Neutra pH = - log [H3O+] pH < 7 Ácida

1

pH > 7

Básica

5. Constante de disociación
Si un ácido es más fuerte que otro significa que tiene mayor tendencia a ceder protones.Análogamente sucede con las bases y su tendencia a captar protones. Para comparar la fuerza relativa de un ácido o de una base podemos aplicar la ley de acción de masas a la reacción de ese ácido o de esa base con agua, y comparar las constantes de equilibrio. Consideremos un ácido AH : AH + H2O A- + H3O+

Kc

[ A ] ⋅ [H O ] = [ AH ] ⋅ [ H O]
− + 3 2

K c ⋅ [ H 2 O] = K a

[ A ] ⋅ [H O ]=
− +

[ AH ]

3

Ka = constante de acidez, de disociación o de ionización Cuanto mayor sea Ka más fuerte será el ácido. Ácidos muy fuertes son HClO4, HI, HCl, HNO3, H2SO4. En agua se disocian totalmente, por lo que α = 1 y Ka = ∞ . En los ácidos débiles α < 1. El agua es un disolvente nivelador para los ácidos fuertes, porque en disolución acuosa la especie ácida más fuerte que puede haberpresente es el ion hidronio. Para las bases también hay una constante de basicidad : BH + H2O BH + OH
+ -

Kb

[BH ] ⋅ [OH ] =
+ −

[ B]

Ka · Kb = Kw para ácidos y bases conjugados. • Ácidos polipróticos H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+ HCO3- + H2O CO32- + H3O+ K1 > K2

K1 K2

6. Hidrólisis
Al disolver algunas sales neutras en agua las disoluciones resultan ácidas o básicas. Esto se debea que alguno de los iones de la sal reacciona con agua y se forman iones hidronio o iones hidróxido, con lo que la disolución deja de ser neutra. A la reacción de una sal con agua se le llama hidrólisis :

→  SAL + AGUA ÁCIDO + BASE NEUTRALIZACION ←  
HIDROLISIS

1. Sal de ácido fuerte y base fuerte
NaCl + H2O Na+ (aq.) + Cl- (aq.) Na+ + H2O no reacciona pues es un ion débil ya...