Apuntes

Tema 7

Reacciones ácido-base ácidoY Reacciones de precipitación

Estequiometría

Termoquímica

Espontaneidad

¿Cuánto se produce? ¿Desprende o absorbe calor? ¿Por qué se produce? ¿Cuánto reacciona? ¿Cuánto calor? ¿En qué dirección?

Equilibrio
¿Cuándo se alcanza? ¿Cómo modificarlo?

REACCIÓN QUÍMICA

Cinética
¿Cómo de rápido va? ¿Cómo acelerarla?

Tipos

Eq. ácido-base Eq.precipitación

Eq. de fases

Disoluciones Eq. redox

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“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante con el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).

CONTENIDO
1.- Definiciones de ácidos y bases. 2.- La autoionización del agua. Escala de pH. 3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización. 4.- Hidrólisis. 5.-Disoluciones amortiguadoras. 6.- Indicadores. 7.- Valoraciones ácido-base.

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Ácidos Frutas cítricas Aspirina Coca Cola Vinagre Vitamina C

Bases Jabón Detergentes Limpiadores amoniacales Fármacos estomacales

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DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.

1.1.1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa,da OHNaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

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1903 Tercer premio Nobel de Química
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”.
[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]

Svante Arrhenius
(1859-1927) Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo(p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

1.2.- Brønsted1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

≈ Esta definición explica como sustancias como el amoniaco pueden actuar como bases.

NH3 + H2O
H+ Aceptado

NH4+ + OH-

4

CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base ácido base

Transferencia protónica

Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Sustancia anfótera
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4 (aq) +
+

Ventajas

OH-

(aq)

(puede actuar como ácido o como base)

Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

Thomas Martin Lowry
(1874-1936)5

1.3.1.3.- Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos.
H H H H H N H H +

H+ +

:N

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies Definición más general
H H H N: F

+B F

F

base

ácido

H H H N B

F F F

Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)

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2

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.
♣

El agua es una sustancia anfótera que puede actuar como un ácido o como una base.
HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+ + C2H3O2-(aq)

ácido

base

ácido base
NH4+(aq) + OH-(aq)

H2O(l) + NH3(aq)

ácido base

ácido

base

Equilibrio deautoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

pH = − log [H3O+] pOH = − log [OH-]

− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH-] 14 = pH + pOH

7

En 1909 Soren-Sorgensen, bioquímico que trabajaba en la cervecería Calsberg, propuso un método para expresar la acidez de unadisolución. Definió el término llamado pH (power of the hydrogen ion):
pH = -log[H+] [H+]= [H3O+] [H pOH = -log[OH-] KW = [H3O+][OH-]= 1.0x10-14 [H ][OH 1.0x10 -logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1.0x10-14) logK log[H log[OH log(1.0x10 pKW = pH + pOH= -(-14) pKW = pH + pOH = 14

Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7 [OH-] = 10-7 ⇒ pOH = 7

DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7...