Reacciones de trasferencia de protones y electrones

Propiedades de los compuestos. Ácido. Base. Electrolito. Hidrólisis. Oxidación y reducción

  • Enviado por: Tony
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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

Ácido y base

ÁCIDO:

  • Enrojecen el papel de tornasol

  • Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases

  • Algunos ácidos reaccionan con los metales disolviéndolos

BASES:

  • En disolución acuosa presentan un tacto jabonoso

  • Ponen azul el papel de tornasol enrojecido por los ácidos.

  • Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos.

Teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases

Define al ácido diciendo:

Acido es toda sustancia que en disolución acuosa cede protones:

HA

> A- + H+

Define a la base diciendo:

Base es toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidroxilo:

BOH

> B+ + OH-

Teoría de ácido-base de Brönster-Lowry

Ácido: Es toda sustancia capaz de ceder protones.

Base: Es toda sustancia capaz de aceptar protones

Ésta teoría es aplicable a cualquier disolvente no como la anterior. Aunque en este tema hablamos siempre de disoluciones acuosas.

Explica por qué el NH3 es una base (porque puede aceptar un protón dando el ion NH4+).

  • pares ácido-base conjugados

Cuando un ácido se disocia da lugar a un protón y a un anión que, al ser capaz de aceptar un protón para regenerar el ácido de partida, se comporta como base y se llama base conjugada del ácido.

Ácido <

> H+ + Base conjugada

 HA <

> H+ + A-

De forma análoga, una base:

Base + H+ <

> BH+

Forman pares conjugados ácido-base

+ +

Una única flecha: base o ácido fuerte, disociado al 100% en sus iones.

Doble flecha: la disociación no es al 100%.

Teoría de Lewis:

Ácido es toda sustancia capaz de captar pares de electrones.

Base es toda sustancia capaz de ceder pares de electrones.

Fortaleza relativa de los ácidos y las bases

En la teoría de Brönsted-Lowry un ácido será fuerte cuando presente una gran tendencia a ceder un protón. Del mismo modo una base sera fuerte cuando tenga mucha tendencia a captarlo. Esta tendencia depende de la sustancia con la que se enfrenten el ácido o la base. Se necesita un disolvente de referencia con respecto al cual se defina la fuerza de los ácidos y de las bases. Ese disolvente es el agua.

  • ácidos fuertes

Se cumple que:

[H3O+] = [base conjugada] = [inicial de ácido]

El agua actúa como disolvente y su concentración permanece prácticamente inalterable.

  • bases fuertes (hidróxidos de alcalinos y alcalinotérreos generalmente)

Éstos hidróxidos son solubles en agua, se ionizan totalmente y producen concentraciones altas de OH- . En sentido estricto estas moléculas no tienen la capacidad de capturar un protón sino que son los OH- que liberan en disolución acuosa los que sí tienen esa capacidad y los que se comportan como auténticas bases de Brönsted.

Ácidos fuertes

Bases Fuertes

HClO4

KOH

HI

NaOH

HCl

Ca(OH)2

HNO3

Ba(OH)2

H2SO4

Concepto de electrolito:

Los electrolitos son sustancias que en disolución acuosa conducen la electricidad. Arrhenius consideró que el comportamiento de los electrolitos se debe a que son sustancias cuyas moléculas están formadas por dos partículas o iones de signo contrario: catión o ion de carga positiva (+) y anión o ion de carga negativa (-).

En disolución acuosa las moléculas del electrolito se separan (se disocian) en sus iones. La presencia de estas cargas en la disolución es la responsable de la conducción eléctrica.

Cuando se disocian todas las moléculas se dice que se trata de un electrolito fuerte. Cuando se disocia solo una pequeña parte de las moléculas se dice que se trata de un electrolito débil.

NOTAS:

  • Si tengo una base fuerte con gran tendencia a ganar protones su ácido conjugado tendrá poca tendencia a cederlo. Por lo que:

Base fuerte / Ácido débil

Ácido Fuerte / Base débil

  • El HCl en agua se disocia totalmente (desaparece) porque es MUY FUERTE, por ello no se puede encontrar en disolución acuosa. En cambio el H3O+ es el más fuerte de los débiles, y en disolución acuosa no está totalmente disociado, por lo que se puede detectar y se le considera “el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa”. Lo mismo ocurre para las bases, para las que la más fuerte que se puede encontrar en disolución acuosa es el OH-

  • ácidos y bases débiles

Son aquellos que al disolverlos en agua la ionización no se completa por lo que coexisten las especies reaccionantes con los productos de la ionización.

  • constante de disociación de los ácidos y las bases débiles

NOTA:

  • Un procedimiento sencillo para distinguir en un problema un ácido o una base fuerte de otra débil es fijarse si en el enunciado dan o piden el valor de Ka o Kb, en cuyo caso se trata de uno DÉBIL.

Ácido:

HA + H2O<

>A- + H3O+

 

 

[A-].[H3O+]

Kc =

 

[HA].[H2O]

 

 

[A-].[H3O+]

 

Kc[H2O] =

=Ka

 

[HA]

 

 Ka es la constante de acidez

Base:

B + H2O<

>BH+ + OH-

 

 

[BH+].[OH-]

Kc =

 

[B].[H2O]

 

 

[BH+].[OH-]

Kc.[H2O] = Kb =

 

[B]

 Kb es la constante de basicidad de una pareja ácido-base

La utilización de Ka y Kb tiene la ventaja, frente a la K, de que elimina un término de las expresiones [H2O], haciéndolas más sencillas.

  • la fortaleza de los ácidos y bases en función del valor de Ka y Kb

Cuanto mayor es la Ka, más fuerte es un ácido

Cuanto mayor es la Kb más fuerte es una base

(ya que el numerador es mayor que el denominador, luego el equilibrio se desplaza a la derecha).

Los ácidos y bases fuertes se disocian por completo por lo que el valor de sus constantes es casi infinito, por ello solo tiene constantes de disociación los ácidos y bases débiles.

Sustancias anfóteras

Son aquellas que dependiendo de con quienes actúan unas veces se comportan como ácido y otras como base. Son, por tanto, sustancias que deben tener la capacidad de ceder protones o de captarlos. El ejemplo típico es el agua que captura protones al enfrentarse a un ácido fuerte y cede protones al enfrentarse a una base.

EQULIBRIO IÓNICO DEL AGUA

Producto iónico del agua = Kw = [H3O+] [OH-]

A 25ºC el producto iónico del agua vale 10^-14

En el agua se considera el siguiente equilibrio:

Reacciones de trasferencia de protones y electrones

En cualquier disolución acuosa el producto de la concentración de iones hidronio [H3O+], por la concentración de iones hidróxido [OH-], vale siempre 10^-14

Este valor de Kw se mantiene curiosamente aunque no se trate de agua pura sino de disoluciones acuosas en ácidos, bases, sales u otras sustancias.

  • características de las disoluciones ácidas, básicas y neutras

Como en cualquier disolución [H3O+] [OH-] =10^-14 se cumplirá que [H3O+] = [OH-] =10^-7, por lo que cualquier disolución en la que [H3O+] =10^-7 se dice que es una disolución neutra.

Relación entre Ka y Kb

Ka · Kb = 10^-14 = Kw

Concepto de PH

pH se define como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones hidronio.

pH = - log[H3O+]

DISOLUCIÓN

[H3O+]

[OH-]

pH

pOH

ÁCIDA

>10-7

<10-7

< 7

> 7

BÁSICA

<10-7

>10-7

> 7

< 7

NEUTRA

=10-7

=10-7

7

7

Estudio cualitativo de la hidrólisis

En principio podemos pensar que si los ácidos dan lugar a disoluciones acuosas ácidas y las bases dan lugar a disoluciones acuosas básicas, la sales neutras darán lugar a disoluciones acuosas neutras. Pero lo relativo a las sales no siempre es así, algunas sales neutras producen disoluciones acuosas de pH diferente de 7 es decir, se comportan como ácidos o como bases. Este fenómeno se denomina hidrólisis.

Hay 2 tipos:

  • Hidrólisis básica: cuando el pH final de la disolución de la sal es >7

  • Hidrólisis ácida: cuando el pH final de la disolución de la sal es <7.

  • interpretación del fenómeno de la hidrólisis en la teoría de Brönsted-Lowry

La hidrólisis de una sal puede tratarse como una reacción ácido-base que a veces tiene lugar entre alguno de los iones de la sal y el agua.

Para saber si una determinada sal va a producir hidrólisis en disolución acuosa hay que estudiar el comportamiento ácido-base de cada uno de sus iones por separado.

Sal catión + anión

  • Hidrólisis básica

A veces el anión de la sal se comporta como una base de Brönsted; capta un protón de agua (que actúa como un ácido) para producir un ácido conjugado y dejar en libertad iones OH -

El pH por lo tanto sería basico (pH>7) al aumentar la concentración de OH -

La condición para que un anión en disolución acuosa de lugar a hidrólisis (se comporte como una base y capte un protón) es que sea la base conjugada de un ácido débil.

  • Hidrólisis ácida

A veces el catión de la sal se comporta como un ácido de Brönsted y cede un protón al agua (que se comporta como una base).

El pH por lo tanto sería ácido (pH<7) al aumentar la concentración de H3O+

La condición para que un catión en disolución acuosa de lugar a hidrólisis (se comporte como un ácido y ceda un protón) es que sea el ácido conjugada de una base débil.

  • Sal de ácido fuerte y base fuerte

  • No hay hidrólisis, pH neutro. (ej: NaCl)

  • Sal de ácido fuerte y base débil

  • pH ácido. (ej: NH4Cl El anión (Cl -) no experimenta hidrólisis, solo el catión (NH4+)

  • Sal de ácido débil y base fuerte

  • pH básico. (ej: acetáto sódico NaCH3COO El catión (Na+) no experimenta hidrólisis por venir de una base fuerte, solo el anión (CH3COO - )

  • Sal de ácido débil y base débil

  • El pH depende de la fortaleza relativa (ej: acetato amónico NH4CH3COO)

    NEUTRALIZACIÓN

    Como los efectos de un ácido se neutralizan con los de una base, a las reacciones entre los ácidos y las bases se les ha denominado reacciones de neutralización.

    El esquema de la neutralización es:

    Ácido + base sal + agua

    • estequiometría de la neutralización. Caracterización del punto de equivalencia

    Al mezclar ácido y base se produce neutralización. Según las cantidades relativas de cada uno se pueden dar tres situaciones:

  • Exceso de ácido la base es el reactivo limitante quedando ácido en exceso. La disolución final será ácida (pH>7)

  • Exceso de base el ácido es el reactivo limitante con lo que queda base sin reaccionar. La disolución final será básica (pH>7)

  • Cantidades estequiométricas de ácido y base todo el ácido y la base reacciona entre sí sin quedar exceso de ninguno de ellos. La neutralización es completa habiéndose alcanzado el punto de equivalencia

  • Cantidades de neutralización

    SITUACIÓN FINAL

    pH

    ácido

    base

    Exceso

    defecto

    Disolución ácida

    >7

    defecto

    exceso

    Disolución básica

    <7

    Cantidades estequiométricas

    Punto de equivalencia

    Depende*

    • características estequiométricas del punto de equivalencia

    En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización:

    • nº de equivalentes de ácido = nº de moles de ácido · nº de protones cedidos por el ácido

    • nº de equivalentes de base = nº de moles de base · nº de protones captados por la base

    CONCEPTO DE EQUIVALENTE

    Masa equivalente =

    Nº equivalentes =

    Nº de equivalentes = nº de moles · valencia (n)

    CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

    Molaridad (M) = Normalidad (N) =

    • pH del punto de equivalencia

    El pH del punto de equivalencia varía de unas neutralizaciones a otras dependiendo del ácido y la base que intervienen en la neutralización. Si alguno de ellos es débil, el anión o el catión correspondiente de las sal formada experimentará hidrólisis y modificará el pH del punto de equivalencia según lo dicho en el apartado “Estudio cualitativo del punto de equivalencia”.

    Volumetrías de neutralización

    Para determinar la concentración de una base con un ácido de concentración conocida el proceso es el siguiente:

    Se mide de forma precisa un volumen determinado de la base que se quiere valorar y se pone un baso de laboratorio, al que se añaden unas gotas de indicador. A continuación se pone en una bureta el ácido de concentración conocida que se va a utilizar como agente valorante y se va añadiendo lentamente sobre la base hasta que el indicador cambia de color. En ese momento se ha alcanzado el punto de equivalencia de la neutralización y se cumple: Nº de equivalentes de ácido = nº de equivalentes de base

    Reacciones de trasferencia de protones y electrones

    Como el número de equivalentes es igual al volumen por la normalidad, se puede escribir:

    Vácido · Nácido = Vbase · Nbase Nbase =

    REACCIONES DE TRANSFERECIA DE ELECTRONES

    Las reacciones de oxidación-reducción son el fundamento de procesos como la respiración celular, la acción de muchos conservantes alimentarios, el funcionamiento de las baterías, la corrosión de los metales.. etc.

    Concepto tradicional de oxidación-reducción

    Oxidación: combinación de una sustancia con oxigeno

    Reducción: pérdida de oxígeno de una sustancia

    Estas definiciones resultaba insuficientes ya que existen procesos redox en los que no interviene el oxígeno.

    Concepto electrónico de oxidación-reducción

    Oxidación: proceso en el que una sustancia pierde electrones.

    Reducción: proceso en el que una sustancia gana electrones.

    • sustancias oxidantes o reductoras

    Oxidante: sustancia que se reduce (gana e-)

    Reductor: sustancia que se oxida (pierde e-)

    • número de oxidación

    Se define como la carga eléctrica formal (no la real) que se le asigna a un átomo en un compuesto

    • cálculo del número de oxidación

  • El número de oxidación de los elementos en su estado natural eso 0.

  • El número de oxidación de los iones es igualo a su carga eléctrica

  • El del oxígeno es -2 excepto en los peróxidos que es -1.

  • El del hidrógeno es +1 excepto en los hidruros metálicos que es -1.

  • Se cumplen los números de oxidación aprendidos de la tabla periódica.

  • La suma algebraica de todos los números de oxidación de una molécula debe ser 0 o si es un ión igual a la carga del ion.

  • Se dice que un elemento se oxida si AUMENTA su número de oxidación

    Se dice que un elemento se reduce si DISMINUYE su número de oxidación

    Ajuste de reacciones de oxidación reducción

    Etapas:

  • Saber si se trata de una reacción REDOX o no, para ello ponemos encima de cada elemento su número de oxidación y si hay elementos que cambian su número de oxidación se trata de una reacción REDOX.

  • Observar si el medio en que se produce la reacción es ácido o básico (ver si hay ácidos o bases en reactivos o productos).

  • Formar las 2 semirreacciones. Para ello disociamos en sus iones las moléculas que puedan disociarse (ácidos, bases, sales) poniendo en la semirreacción el ión que nos interese.

    • En MEDIO ÁCIDO: en el término de la semirreacción que falten oxígenos se añaden moléculas de agua y en el otro término los protones (H+) que sean necesarios hasta ajustar la semirreacción.

    • En MEDIO BÁSICO: en el término de la semirreacción que hay O se añade agua y en el término que no lo hay se añaden OH- hasta ajustar la semirreacción.

  • Se hace el balance de carga poniendo en cada semirreacción el número de electrones ganados y cedidos y multiplicamos por ese número a la otra semirreacción (proceso a realizar con las 2 semirreacciones). Obteniendo asi la reacción iónica ajustada.

  • Obtenemos la reacción molecular ajustada obteniendo los compuestos iniciales a partir de los iones.

  • Estequiometría de las reacciones redox

    Se puede estudiar a partir de las ecuaciones químicas ajustadas.

    Como en las reacciones de neutralización, cuando la reacción es completa (los reactivos oxidante y reductor han reaccionado completamente) se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia en el que se cumple:

    Nº de equivalentes de oxidante = nº de equivalentes de reductor

    Vox · Nox = Vred · Nred

    En las reacciones REDOX la Valencia (n) es el número de electrones intercambiados.

    OBSERVAR CASOS: ¡OjO! Reacciones de trasferencia de protones y electrones

    CASO 1: Cl2 2Cl- n = 2

    CASO 2: 2Cl- Cl2 n = 1

    • concepto de masa equivalente para las reacciones redox

    Masa equivalente de oxidación-reducción es el cociente de la masa del mol de la sustancia considerada dividido entre el número de electrones que capta o cede en la correspondiente semirreacción ajustada.

    H2O

    H2O

    ÁCIDO 1

    BASE 2

    BASE 1

    ÁCIDO 2

    H+

    Ka representa siempre la constante de disociación de un ácido en disolución acuosa

    Kb representa siempre la constante de disociación de una base en disolución acuosa

    Disoluciones ácidas: [H3O+] >10^-7 mol/l [OH-] <10^-7 mol/l

    Disoluciones neutras: [H3O+] =10^-7 mol/l [OH-] =10^-7 mol/l

    Disoluciones básicas: [H3O+] <10^-7 mol/l [OH-] >10^-7 mol/l

    H2O

    Estudiamos las sales que se disocian por completo en sus iones

    Cuando me dan una sal la disocio en sus iones

    Catiónpositivo

    Anión negativo

    *de si los iones que forman la sal sufren o no hidrólisis

    Masa molecular

    Valencia (n)

    n = numero de protones que cede o capta el ácido o base en una reacción ácido-base.

    Masa de sustancia

    Masa equivalente

    Nº de moles de soluto

    Nº litros disolución

    Nº equivalentes soluto

    Nº litros de disolución

    N = M · valencia (n)

    Vácido · Nácido

    Vbase

    Ambos procesos se producen siempre de forma simultánea, esto se estudia esbozando a partir de la ecuación global dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción en las que solo se tiene en cuenta los compuestos que han cambiado su número de oxidación..

    +2e-

    (por cada 2 moléculas son 2 electrones, luego es 1 electrón por molécula)