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REACCIONES ACIDO- BASE Profesor: Mauricio Cruz Jerez REACCIONES ACIDO- BASE Ácidos: - Son sustancias de sabor agrio. - Reaccionan con los metales liberando H2. - Cambian el color de los indicadores que se utilizan para reconocerlos. - Algunos son corrosivos Ej: H2SO4, HCl, H2SO4 - Reaccionan con las bases neutralizándose. Bases: - Son sustancias químicas opuestas a las ácidos. - Poseen sabor amargo. - Son resbaladizas al tacto - Cambian el color de los indicadores. - Algunas son corrosivas Ej:NaOH Reaccionan con los ácidos neutralizándose. Indicadores • Son sustancias químicas que cambian de color según la acidez o basicidad de las sustancias con que toman contacto. • Ej : - Fenolftaleína: reconoce sustancias básicas. - Papel pH reconoce ácidos y bases - Azul de timol, anaranjado de metilo, violeta de metilo, azul de bromofenol. Indicadores Indicadores ¿Cómo funciona un indicador como la fenolftaleína? Como se explico en clases es un equilibrio que cumple la ley de Le Chatelier 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883) Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ Ej. HCl → H+ (aq) + Cl− (aq) HX H+ (aq) + X- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH− Ej. NaOH→ Na+ (aq) + OH− (aq) MOH M + (aq) + OH- (aq) 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://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html] Svante August 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 HCl (ac) H+ + Cl- 1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq) ácido base ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado Ventajas * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Sustancia anfótera NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq) (puede actuar como ácido o como base) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Thomas Martin Lowry (1874-1936) Acido base según Brönsted y Lowry Actividad • Identifica los ácidos y bases y sus conjugados de las siguientes ecuaciones Neutralización • Se produce cuando reacciona un ácido con una base, formando nuevas sustancias. • Se forma sal y agua HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido + Base Sal + agua Ácido fuerte Antes de la Ionización En el equilibrio Ácido débil Antes de la Ionización En el equilibrio 15.4 Concepto y escala de pH Según la IUPAC: “ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón” Sörensen (1929) pH = - log a H3O+ = - log H3O+ pOH = - log OH– H3O+ = 10 - pH OH– = 10 -pOH pH + pOH = pKW Escala de pH pH disolución 1,00 M en H3O+ ÁCIDO Escala de 14 unidades a 25 ºC 7 NEUTRO pH disolución 1,00 M en OHBÁSICO Escala de pH • Cálculo de pH para ácidos y bases fuertes ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . Inicial 0.002 M HNO3 (ac) + H2O (l) 0.0 M Final 0.0 M 0.0 M H3O+ (ac) + NO3- (ac) 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.018 M Ba(OH)2 (s) 0.0 M Final 0.0 M 0.0 M Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56 15.4 • Cálculo de pH para ácidos y bases débiles ¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya Ka es 5.7 x 10-4? HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x 0.122 - x x x Equilibrio(M) x2 = 5.7 x 10-4 Ka = 0.122 - x Ka ≈ x2 = 5.7 x 10-4 0.122 0.0083 M x 100% = 6.8% 0.122 M Ka << 1 0.122 – x ≈ 0.122 x2 = 6.95 x 10-5 Cuando despreciamos x por pequeña se considra un x menor al 5% x = 0.0083 M Más que 5% Aproximación no válida 15.5 Como la aproximación no es válida calculemos la ecuación cuadrática: x2 = 5.7 x 10-4 Ka = 0.122 - x ax2 + bx + c =0 x = 0.0081 HA (ac) x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 -b ± √b2 – 4ac x= 2a x = - 0.0081 H+ (ac) + A- (ac) Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x 0.122 - x x x Equilibrio(M) [H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09 15.5 Nosotros usaremos la aproximación del x pequeño Y calcularemos los pH con las fórmulas vistas en clases