Reacciones Quimicas En Solucion Acuosa Ph

REACCIONES QUIMICAS EN SOLUCION ACUOSA

(1) REACCIONES ACIDO BASE Una de las clasificaciones más importantes de las sustancias es en términos de sus propiedades ácidas y básicas. Desde los primeros tiempos de la química experimental se reconoció que ciertas sustancias, llamadas ácidos. Tienen numerosas características comunes: -

Tienen un sabor agrio. Disuelven los metales. Cambian el color de ciertos colorantes como al tornasol, el cual toma un color rojo frente a un ácido.

Las Bases o Álcalis también presentan ciertas características comunes: -

Tienen un sabor amargo. Son jabonosas al tacto. Cambian el color del tornasol a “azul”.

Muchas sustancias familiares son ácidos o bases. El vinagre y los jugos cítricos son ácidos. El ácido gástrico participa en el proceso digestivo y destruye muchos microorganismos que el hombre ingiere diariamente. El amoníaco doméstico (VIM), la lejía y el limpiador de cocina, son bases comunes al igual que muchos detergentes usados en lavanderías y en el hogar.

(2) UN MODELO PARA ACIDOS Y BASES Cualquier modelo o teoría acerca de un ácido o una base debe considerar ciertas características generales que son comunes a todos los ácidos y bases. Estas características son las siguientes: NEUTRALIZACIÖN: Los ácidos y las bases reaccionan entre ellos de modo que Anulan o neutralizan sus características ácidas y básicas. REACCION CON CIERTOS COLORANTES: Ciertos colorantes orgánicos Denominados indicadores dan diferentes colores según se encuentren en presencia De ácidos o de bases. A. CATALISIS: Los ácidos y las bases sirven como catalizadores de numerosas reacciones químicas.

(3) MODELO O TEORIA DE ARRHENIUS Este modelo considera lo siguiente: ACIDO: Es una sustancia que en solución – ionizadas fuerte o débilmente – liberan iones hidrógenos (H+) BASE: Es una sustancia que en solución – ionizadas fuerte o débilmente – liberan iones hidróxidos (OH-)

H2O HA ---------------- H+ + A-

ACIDO :

H2 O MOH ------------- M+ + OH-

BASE :

(4) TEORIA DE LOWRY – BRONSTED ACIDO: Sustancia que puede donar protones a otra sustancia. BASE : Sustancia que puede aceptar protones de un ácido Cuando un ácido libera un protón (H+) da lugar a una “base conjugada” ACIDO

PROTON

+

BASE CONJUGADA

HCl

H+

+

Cl-

HCN

H+

+

CN-

H2O

H+

+

OH-

HSO4-

H+

+

SO4=

Cuando una base capta un protón deja libre un ácido conjugado BASE

+

PROTON ==============ACIDO CONJUGADO

H2O

+

H+ --------------------------- H3O+

NH3

+

H+

----------- ---------------

NH4+‘

OH-

+

H+

---------------------------

H2O

S-2

+

H+

--------------------------

HS-

CO3-2

+

H+

---------------------------

HCO3-

EN GENERAL SE PUEDE REPRESENTAR CUALQUIER REACCION ACIDO – BASE POR LA SIGUIENTE ECUACIÖN: ACIDO

+

HA

+

BASE -------------------- BASE(*)

+

-------------------- A-

+

B

(*) BASE CONJUGADA (**) ACIDO CONJUGADO

ACIDO(**) HB+

(5) RECONOCIMIENTO DE ACIDOS Y BASES CON EL FIN DE RECONOCER UN ACIDO O UNA BASE EXISTEN NUMEROSOS COLORANTES SINTÉTICOS (INDICADORES ACIDO – BASE)

COLOR EN MEDIO INDICADOR

ACIDO

TORNASOL ANARANJADO DE METILO FENOLFTALEINA ROJO DE METILO AZUL DE BROMOTIMOL

ROJO NARANJA INCOLORO ROJO AMARILLO

BÁSICO AZUL AMARILLO ROJO AMARILLO AZUL

(6) EL EQUILIBRIO DEL AGUA Como lo hemos analizado el agua sufre una reacción de auto ionización en una extensión muy pequeña, constituyendo un sistema químico en equilibrio.

LA SIGUIENTE ECUACION MUESTRA ESTE EQUILIBRIO: H2O

+

H2O

== H3O+

+ OH-

SI APLICAMOS LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO, NOS QUEDA: (H+) (OH)-

K = ----------------------(H2O)2 (*) Recordemos que el paréntesis expresa concentración en moles / litros Despejando:

K (H2O)2 = (H3O)+ (OH) -1

K (H2O2)2 = Kw (CONSTANTE DEL PRODUCTO IONICO DEL AGUA) Kw = 1.0 x 10-14 Kw = (H3O)+ (OH)Por lo tanto las concentraciones de los iones hidrógenos e iones hidróxilos tienen cada uno un valor de 1 x 10-7moles/l. Cuando en una solución se da: -

QUE (H3O)+ es mayor que (OH)- la solución es ácida QUE (H3O)+ es menor (OH)- la solución es básica QUE (H3O)+ es igual que (OH)- la solución es neutra

Lo anterior se ilustra con algunos problemas orientadores: 1. Calcular la concentración de iones hidrógenos en una solución cuya concentración de iones OH-es 0.010 M Kw

H3O+ = -----(OH)-

Reemplazando: 1 x 10- 14 (H3O)+ = ---------------- = 1.0 x 10- 12 moles/L 1 x 10-2 2. Determinar las concentraciones de iones hidrógenos y iones hidroxilos en una Solución de HCl. 0.0004 M Resp.: (H) + = 5.0 x 10-12 moles / l (OH)- =

2.5 x 10-11 moles/ l

MEDIDA DE LA ACIDEZ (p H ) El pH es una abreviación que permite expresar fácilmente la acidez (e indirectamente la basicidad) de una sustancia. La escala de pH va desde 0 a 14 , pasando por el pH igual a 7. El pH 7 es el pH neutro. Valores de pH menores a 7, tenemos pH ácidos Valores de pH mayores a 7, tenemos pH básicos o alcalinos

Valores de pH de algunas soluciones comunes. Ácido de batería Jugo gástrico Jugo de limón Coca cola Vinagre Vino Jugo de tomate Café negro Orina

0 1.4 a 1.8 2.1 2.4 a 2.6 2.9 3.5 4 5 6

Agua de lluvia Agua pura Sangre Agua de mar Jabones Detergentes Leche de magnesia Amoníaco doméstico Blanqueador líquido Lejía

6.5 7.0 7.4 8 8a9 9 a 10 10 11.9 12 14

ALGUNOS EJEMPLOS TIPOS 1. Cuál es el pH de una solución de HCl 0.01M 2. Cuál es el pH de una solución de Ca(OH)2 M

Resp: pH = 2.0 Resp: pH = 13.0

RECORDAR QUE: pH + pOH = 14 (Determinar el pOH de las soluciones anteriores) 3. Determinar el pH y el pOH de las siguientes soluciones: (a) Solución de HCl 0.055 M

pH = 1.26

pOH = 12.74

(b) Solución de NaOH 0.055 M

pH = 12.74

pOH = 1.26

pH FRACCIONADO La naturaleza no siempre nos presenta soluciones con valores de pH de números enteros. La mayoría de las soluciones que son de interés presentan pH decimales. Por ejemplo la sangre tiene un pH que oscila alrededor de 7.4 Ejemplo: Una muestra de sangre tiene un pH = 7.51. Determinar: (a) Concentración de iones hidrógenos (H)+ (b) Concentración de iones hidróxilos (OH)(c) pOH Respuesta: (a) Concentración de iones hidrógenos : 3.9 x 10-8 moles /L (b) Concentración de iones hidróxilos : 3.2 x 10-7 moles/L (c) pOH = 6.49

SUGERENCIA PARA TRABAJAR CON pH DECIMALES EJEMPLO Determinar la concentración de iones hidrógenos y de iones hidrxilos de una solución de pH = 7.51

SOLUCION: • •

Se marca el número - 7.51 en la calculadora Presionar la tecla “INV” y en seguida la tecla “log” ( o, si la calculadora tiene la función “10x” se presiona sólo esta tecla) • El visor mostrará “3.0903 x 10-8, el cual se puede redondear en 3.09 x 10-8 • La concentración de iones OH-, se puede determinar utilizando las fórmulas ya Conocidas Resp: 3.2 x 10-7 moles/litros

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. CALCULAR EL pH y pOH de lAS SIGUIENTES SOLUCIONES:

Solución de HNO3 0.055N - 0.067 M - 0.235 M Solución de H2SO4 0.055N - 0.067 M - 0.235 M 2. CALCULAR CONC. DE IONES HIDROGENOS Y DE IONES

HIDROXILOS DE LAS SOLUCIONES ANTERIORES. 3. CALCULAR LA CONC. DE LOS IONES HIDROGENOS DE LAS SIGUIENTES SOLUCIONES CUYAS CONCENTRACIONES MOLARES DE OH- SON LAS SIGUIENTES: •

7 x 10-11 moles/l

* 5.2 x 10-1 moles/l

* 4.3 x 10-2 moles/l

4. CALCULAR EN LAS SIGUIENTES SOLUCIONES (1) y (2) * LA CONCENTRACION DE IONES HIDROGENOS * LA CONCENTRACION DE LOS IONES HIDROXILOS • •

EL pH EL pOH SOLUCION (1) QUE CONTIENE 0.45 MOLES DE H2SO4 EN 2 LITROS DE SOLUCIÓN. * SOLUCIÓN (2) FORMADA POR 0.977 GRAMOS DE Ca(OH)2 DISUELTOS EN 5 LITROS DE SOLUCION.