REACCIONES ÁCIDO-BASE O DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Química de 2º Bachillerato

Fernando Lozano Rosado

INTRODUCCIÓN Desde hace mucho tiempo los químicos clasificaron todos los compuestos inorgánicos en tres tipos: ácidos, bases y sales. La primera caracterización que se hizo de los ácidos y bases fue atendiendo a sus propiedades: 1.- Los ácidos: tienen sabor ácido (agrio), enrojecen el papel tornasol, algunos reaccionan con los metales disolviéndolos y se neutralizan cuando reaccionan con bases. 2.- Las bases: tienen sabor álcali (amargo) como el jabón, tienen tacto jabonoso en disolución acuosa, ponen azul el papel tornasol y se neutralizan con los ácidos.

TEORÍA DE ARRHENIUS A finales del siglo XIX, el químico sueco Svante Arrhenius formuló la primera teoría para ácidos y bases, según ella: •Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones H+ (protones). HA

A¯ + H+

•Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones OH¯ (aniones hidroxilo) BOH

B+ + OH¯

En la reacción de neutralización entre un ácido una base, el ion causante de a acidez (H+)y el da la basicidad (OH¯)se neutralizan entre si formando agua: HA + BOH ácido + base

AB + H2O sal + agua

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY La teoría de Arrhenius supuso un avance para explicar las propiedades de ácidos y bases, pero tiene una serie de inconvenientes: sólo explica estas propiedades cuando están en disolución acuosa, no explica que algunas bases que no tienen OH¯ en su molécula (NH3, S2¯ ), se comporten como tal y además no hace intervenir al agua. La teoría de Brönsted-Lowry solventa estos inconvenientes, según ella: H+

•

Ácido: es toda sustancia capaz de ceder protones: HA + H2O ácido1

base2

A¯ + H3O+ base conj.1

ácido conj.2

H+

•

Base: es toda sustancia capaz de aceptar protones: B + H2O En general podremos poner:

HA + B • • •

ácido1

H+

ácido1

base2

A¯ + base conj.1

base2

BH + OH¯ base conj.1

ácido conj.2

BH+ ácido conj.2

Como se observa el agua puede actuar como ácido y como base, a este tipo de sustancias se les llama anfóteras (HS¯ , H2PO4¯ , HPO4 ¯2). También puede observarse que en las reacciones ácido-base actúan dos parejas de ácido-base conjugadas, así en la reacción primera tendríamos: HA/ A¯ y H2O/ H3O+ El protón en disolución acuosa existe como H3O+, dato que no aparece en la otra teoría, como consecuencia de hacer intervenir al agua en la reacción.

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH El agua pura muestra una pequeña conductividad eléctrica, esto se debe a que algunas moléculas de agua están disociadas en iones: H+

la Kc de este equilibrio es: KC =[OH¯] ·[H3O+] [H2O]2 La cantidad de moléculas disociadas es muy pequeña comparada con las que están sin disociar, por lo que se puede considerar constante la concentración de agua e incluirla con Kc: Kc· [H2O]2 = [OH¯] ·[H3O+] H2O + H2O

OH¯+ H3O+

Kw= [OH¯] ·[H3O+]

Al producto de Kc por [H2O]2 se le llama producto iónico del agua, Kw, que es una constante que depende de la temperatura. En la mayor parte de los casos la temperatura es igual a 25ºC, para este valor Kw es igual a 1·10-14, tendremos entonces: 1·10-14 = x2 X= [OH¯] = [H3O+]= = 10-7 M 1·10-14 =[OH¯] ·[H3O+] -14

10

•

En agua pura, tenemos que: [OH¯] = [H3O+]= 10-7 M

•

Si se añade un ácido: [H3O+] > 10-7 [OH¯]< 10-7

(pero [OH¯] · [H3O+]=10-14 M)

•

Si se añade una base: [OH¯]> 10-7 [H3O+]< 10-7

(pero [OH¯] · [H3O+]=10-14 M)

CONCEPTO DE pH Como podemos observar, los valores de [OH¯] y [H3O+] suele ser valores pequeños, por este motivo Sorensen introdujo en 1909 el concepto de pH, definiéndolo como el logaritmo decimal de la concentración de iones H3O+ cambiado de signo (para que los resultados sean positivos):

pH= - log [H3O+] De la misma forma puede definirse el pOH como:

pOH= - log [OH]

logKw= log[OH¯] + log[H3O+] y cambiando Teniendo en cuenta: Kw = [OH¯] ·[H3O+] el signo a la expresión: -logKw= -log[OH¯] + (- log[H3O+]) -log10-14= -log[OH¯] + (- log[H3O+]) 14= pOH +pH

En agua pura, tenemos que: [OH¯] = [H3O+]= 10-7 M , es decir, pH= pOH= 7 En disolución ácida: [H3O+] > 10-7 [OH¯]< 10-7 ,es decir, pH 10-7 [H3O+]< 10-7 , es decir, pH>7

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES Se dice que un ácido es fuerte cuando tiene mucha tendencia a ceder protones, es decir, está totalmente disociado en forma de iones A¯ y H3O+. Lo mismo ocurre con una base, es fuerte si tiene mucha tendencia a aceptar protones y está totalmente disociada en forma de iones OH¯ y BH. Es cierto que la fortaleza de un ácido o una base depende de con que se enfrente. Tomando como referencia el agua: H+

H+

A¯ + H 3 O +

HA + H2O

B + H2O

BH+ + OH¯

Si el ácido y la base son fuertes, al estar totalmente disociados, la reacción se dará siempre de izquierda a derecha. Pero si el ácido o la base es débil, no se disocia todo sino una pequeña parte y se establece un equilibrio químico: H+

H+

HA + H2O

A¯ + H 3 O +

B + H2O

BH+ + OH¯

La constante de equilibrio sería en ambos casos: KC = [A¯ ] ·[H3O+] [HA] ·[H2O]

Kc= [BH+] ·[OH¯] [B] ·[H2O]

En disoluciones acuosas diluidas, la concentración de agua permanece prácticamente constante, ya que la concentración del ácido es muy pequeña que añadido a su debilidad hace que la concentración del agua pueda incluirse en la Kc: Kc·[H2O] = Ka= [A¯ ] ·[H3O+]

Kc·[H2O] = Kb= [BH+] ·[OH¯]

[HA] [B] El producto de Kc por la concentración de agua recibe el nombre de constante de acidez en el caso de los ácidos y constante de basicidad en el caso de las bases. Luego las constantes de acidez para ácidos débiles y de basicidad para bases débiles tendrán la expresión general: Ka= [A¯] ·[H3O+] [HA]

Kb= [BH+] ·[OH¯] [B]

La fortaleza de los ácidos puede medirse por los valores de Ka y Kb, cuanto mayor sean sus valores más fuertes serán los ácidos y bases correspondientes. Los valores de estas constantes están tabulados. Si el ácido tiene varios protones (poliprótico), a medida que los va perdiendo su fortaleza también va disminuyendo. Así el H3PO4 tiene mayor Ka que el H2PO4¯, y este último tiene mayor Ka que el HPO4¯2 .

ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS Es obvio pensar que cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada y lo mismo ocurrirá con una base fuerte, su ácido conjugado será muy débil. H+

Supongamos un ácido débil de fórmula general:

HA + H2O

A¯ + H3O+

H+

Su base conjugada reaccionará con el agua presente:

A¯ + H2O

Sumando las dos expresiones obtenemos:

H2O + H2O

HA + OH¯ H3O+ OH¯

Como puede observarse obtenemos como resultado la reacción de autoionización del agua, cuya constante es Kw. Puede deducirse: Ka= [A¯ ] ·[H3O+] [HA]

Kb= [HA] ·[OH¯] [A¯]

Ka · Kb= [A¯ ] ·[H3O+] [HA] ·[OH¯] = [OH¯] ·[H3O+] [HA] [A¯]

Con lo que nos queda la siguiente relación entre las constantes:

Ka·Kb= Kw

FUERZA RELATIVA DE PARES ACIDO-BASE

F U E R Z A D E L Á C I D O

Ácido

Base conjugada

Ka (a 25ºC)

HClO4

ClO4-

Muy grande

Hl

l-

Muy grande

HCl

Cl-

Muy grande

HNO3

NO3-

Muy grande

H2SO4

HSO4-

Muy grande

H3O+

H2O

1,00

HIO3

IO3-

1,7·10-1

H2SO3

HSO3-

1,5·10-2

HSO4-

SO4-2

1,3·10-2

H3PO4

H2PO4-

7,5·10-3

HF

F-

3,5·10-4

CH3COOH

CH3COO-

1,8·10-5

H2CO3

HCO3-

4,3·10-10

H2S

HS-

9,1·10-8

H2PO4-

HPO4-2

6,2·10-8

HClO

ClO-

3,1·10-8

NH4+

NH3

5,6·10-10

HCN

CN-

4,9·10-10

HCO3-

CO3-2

5,6·10-11

HPO4-2

PO4-3

2,2·10-13

HS-

S-2

1,1·10-13

H2O

OH-

1,0·10-14

NH3

NH2-

Muy pequeña

OH-

O-2

Muy pequeña

F U E R Z A D E L A B A S E

HIDRÓLISIS DE SALES La reacción de neutralización de un ácido con una base da como resultado sal y agua. Teniendo en cuenta esto podemos considerar que las sales proceden de un ácido y de una base. Podemos encontrarnos con cuatro casos distintos: Sal de ácido y base fuerte Ejemplos: NaCl, KF, NaNO3, etc. Los conjugados de ácidos y bases fuertes son muy débiles para reaccionar con el agua donde están disueltos, por este motivo ninguno de los dos iones procedentes de la sal darán lugar a hidrólisis (reaccionar con el agua). Por lo tanto la disolución es neutra. Sal de ácido fuerte y base débil Ejemplos: NH4Cl, NH4NO3 Al ion procedente del ácido fuerte le ocurre igual que antes, no se hidroliza, pero el que procede de la base débil si lo hace aunque también es débil, pero tiene la suficiente fuerza para reaccionar con el agua: Cl¯ procede del HCl que es fuerte, luego Cl¯ es base muy débil y no se hidroliza NH4Cl NH4+ procede del NH3 que es base débil, luego NH4+ es ácido débil y se hidroliza dando: H+

NH4+ + H2O

NH3 + H3O+

la disolución es ácida ya que se producen iones H3O+ en la hidrólisis

HIDRÓLISIS DE SALES Sal de ácido débil y base fuerte Ejemplos: KNO2, NaCN, Li2S, etc. El ion procedente de la base fuerte es muy débil y no se hidroliza, pero el que procede del ácido débil, también es débil pero con la fuerza necesaria para hidrolizarse: Na+ procede del NaOH que es base fuerte, luego Na+ es ácido muy débil y no se hidroliza. NaNO2 NO2¯ procede del HNO2 que es débil, luego NO2¯ es base débil y se hidroliza. NO2¯ + H2O

HNO2 + OH¯

La disolución es básica ya que se producen iones OH- en la hidrólisis.

Sal de ácido y base débil Ejemplos: NH4NO2, NH4CN, (NH4)2S En este caso, al proceder los dos iones de ácido y base débil, los dos serán débiles pero con fuerza para reaccionar con el agua, luego el pH de la disolución dependerá de que ion es más fuerte: NH4+ procede del NH3 que es base débil, luego NH4+ es ácido débil y se hidroliza.

NH4CN CN¯ procede del HCN que es ácido débil, luego CN¯ es base débil y se hidroliza. NH4+ + H2O

NH3 + H3O+

NO2¯ + H2O

como Ka HCN < Kb NH3 entonces Kb CN¯ > K

NH4+,

HNO2 + OH¯

se obtendrá menos H3O+ que OH¯, la disolución será básica

VALORACIONES ÁCIDO-BASE Las valoraciones ácido-base permiten determinar la concentración de una disolución de un ácido (o una base) a partir de otra disolución de una base (o un ácido) de la cual conocemos su concentración . Las valoraciones tienen su fundamento en el cambio brusco de la [H3O+] que se da en el punto final de la reacción de neutralización o punto de equivalencia. Vamos a ver el caso de la valoración de una base fuerte (NaOH) con un ácido fuerte (HCl): Bureta

Cuando se llega al punto de equivalencia o de HCl de concentración neutralización se cumple: conocida, cuyo volumen se mide en moles H3O+ = moles OH¯ la bureta Conociendo el volumen de ácido y su molaridad podemos calcular los moles de H3O+ que son iguales a los de ácido por ser fuerte. El volumen NaOH de concentración desconocida de la base lo conocemos porque lo hemos puesto nosotros y como también es fuerte con gotas de indicador naranja de metilo los moles de base son iguales a los de OH¯. Con el indicador que hemos puesto la Matraz erlenmeyer neutralización se dá cuando cambie de color la disolución (pasa a color rojo).