REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE

PROTONES

TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY

• ÁCIDO-Sustancia que posee algún

átomo de hidrógeno capaz de

disociarse, en disolución acuosa, dando

iones H+ ( capaz de ceder un protón)

HA H+ + A-

• BASE-Sustancia que posee algún grupo OH capaz de

disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-

( capaz de aceptar un protón)

NH3 + H3O+ NH4

+ + H2O

El ión H+ en disolución acuosa es el ión hidronio, H3O+

PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS

- Par ácido-base conjugado: ácido y base que difieren en un

protón.

NH4+/ NH3

H+

Ácido base

EJEMPLOS ÁCIDO/BASE CONJUGADOS Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa HCl/Cl- HNO3/NO3

-

HCO3- /CO3

2-

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS FUERTES: EN DISOLUCIÓN ACUOSA ESTÁN TOTALMENTE DISOCIADOS: HCL H+ + Cl-

BASES FUERTES:EN DISOLUCIÓN ACUOSA ESTÁN TOTALMENTE DISOCIADAS: NaOH Na+ + OH-

ÁCIDO DÉBIL: PARCIALMENTE DISOCIADO : HA + H2O A- + H3O+

BASE DÉBIL:PARCIALMENTE DISOCIADA: B + H2O BH+ + OH-

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y

BASES DÉBILES: Ka y Kb

Constante de acidez: Ka

HA + H2O A- + H3O+

𝐾𝑐 =𝐴− . 𝐻3 𝑂

+

𝐻2𝑂 . 𝐻𝐴

𝐾𝑎 =𝐴− . 𝐻3𝑂+

𝐻𝐴

Cuanto mayor es 𝐾𝑎, más

fuerte es el ácido

Constante de basicidad: Kb

B + H2O BH+ + OH-

𝐾𝑐 =𝐵𝐻+ . 𝑂𝐻−

𝐻2𝑂 . 𝐵

𝐾𝑏 =𝐵𝐻+ . 𝑂𝐻−

𝐵

Cuanto mayor es 𝐾𝑏, más

fuerte es la base

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

• Al producto de la concentración de iones

hidronio 𝐻3𝑂+ , por la concentración de iones

hidróxido 𝑂𝐻− , se le llama producto iónico

del agua, y se representa por la letra 𝑲𝒘

• A 250C, el valor de 𝑲𝒘= 10-14

𝐾𝑤 = 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻−

RELACIÓN ENTRE Ka y Kb

• La constante de disociación de un ácido, Ka , y la

de su base conjugada ,Kb , están relacionadas

siempre por la expresión:

𝐾𝑎. 𝐾𝑏 = 𝐾𝑤 = 10−14

ÁCIDO Ka Kb BASE CONJUGADA

H2SO3 1,7.10-2 5,9.10-13 HSO3-

H3PO4 7,5.10-3 1,3.10-12 H2PO4-

CH3-COOH 1,8.10-5 5,5.10-10 CH3-COO-

HCN 4,9.10-10 2,0.10-5 CN-

NH4 + 5,6.10-10 1,8.10-5 NH3

CONCEPTO DE PH

• Se define pH como el logaritmo cambiado de signo de la

concentración de iones hidronio

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+ 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−

pH + pOH =14

Tipo de disolución

Ácida Neutra Básica

Concentración de iones hidronio

pH < 7 𝐻3𝑂+ > 10-7

pH =7 𝐻3𝑂+

= 10-7

pH >7 𝐻3𝑂+ < 10-7

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

𝐻3𝑂+ 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-810-910-10 10-111 0-12 10-13 10-14

Escala de pH

𝐻3𝑂+ = 10−𝑝𝐻 𝑂𝐻− = 10−𝑝𝑂𝐻

ESTUDIO CUALITATIVO DE LA HIDRÓLISIS

• Hidrólisis: reacciones de los iones de una sal con el agua. Puede ser ácida (pH<7) o básica(pH>7. ) Se hidrolizan iones provenientes de ácidos o bases débiles

Hay 4 casos:

• 1- Sal de ácido fuerte y base fuerte: Ni catión ni anión experimentan hidrólisis. Disolución neutra. Ejm NaCl

• 2- Sal de ácido fuerte y base débil: El ácido conjugado se hidroliza, liberando protones. Disolución ácida. Ejm NH4Cl

• 3- Sal de ácido débil y base fuerte: La base conjugada se hidroliza, liberando OH-. Disolución básica. Ejm NaClO

• 4- Sal de ácido débil y base débil: Depende del grado de hidrólisis de cada ión

NEUTRALIZACIÓN

• Reacción de neutralización

• Punto de equivalencia: pH en el que

todo el ácido ha reaccionado

con toda la base

Estequiometría:

BASE

ÁCIDO

Ácido + base sal + agua

𝑉𝑎𝑁𝑎 = 𝑉𝑏. 𝑁𝑏

𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑐𝑖𝑑𝑜. 𝑛º 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑏𝑎𝑠𝑒. 𝑛º 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑐𝑎𝑝𝑡𝑎𝑑𝑜𝑠

𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜𝐻+𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠 = 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒𝐻+

𝑐𝑎𝑝𝑡𝑎𝑑𝑜𝑠

VOLUMETRÍAS DE NEUTRALIZACIÓN • 1- Se mide una cantidad del ácido (o base) que se quiere valorar ,

añadiendo un indicador

• 2- Se va añadiendo, gota a gota, una disolución de una base ( o

ácido) cuya molaridad conocemos

• 3- Cuando el indicador cambia de color, se alcanza el punto de

equivalencia

Valoración de un ácido Con una base

Valoración de una base con un ácido

INDICADORES