Monografías
Publicar | Monografías por Categorías | Directorio de Sitios | Software Educativo | Juegos Educativos | Cursos On-Line Gratis

 

Análisis Químico parte 3 - Monografía



 
DESCARGA ESTA MONOGRAFÍA EN TU PC
Esta monografía en formato html para que puedas guardarla en tu pc e imprimirla.



Vínculo Patrocinado




Aquí te dejamos la descarga gratuita
Nota: para poder abrir archivos html solo necesitas tener instalado internet explorer u otro navegador web.




Tema III. Reacciones ácido-base.



Ácidos y bases.



Teoría de Brönsted-Lowry.



Según Brönsted-Lowry los ácidos se definen como especies capaces de ceder protones y las bases como especies capaces de aceptar o captar protones. Todo ácido tiene una base conjugada, con la que está en equilibrio, y toda base tiene su ácido conjugado, con el que también está en equilibrio.

ÁCIDO     BASE  +   H+
Sin embargo, dado que el ion H+ no puede existir libre en disolución, para que un ácido se pueda transformar en su base conjugada liberando protones tiene que haber simultáneamente una base, de otro sistema ácido-base, que acepte protones:

102028.gif

Se tiene entonces una reacción ácido-base. Ejemplo:

Al poner un ácido o una base en disolución se produce una reacción ácido-base con el disolvente. En el caso del disolvente agua, éste actúa como ácido (cediendo protones) o como base (tomando protones) dependiendo del carácter básico o ácido del soluto.
102029.gif

Tipos de ácidos y bases de Brönsted-Lowry.



Especies moleculares ácidas.

Son todos los considerados tradicionalmente como ácidos. Contienen protones ionizables en su molécula. Ejemplos:
102030.gif

 Cationes ácidos

. La mayoría de los cationes sencillos, sobre todo los de los elementos de transición, se comportan como ácidos, tomando iones OH- del agua:

102031.gif

Aniones ácidos.

Algunos aniones pueden presentar carácter ácido cediendo protones al agua. Son especies intermedias de ácidos poliprótidos:

102032.gif

Especies moleculares básicas.

El amoniaco y muchas aminas se comportan como bases frente al agua:

102033.gif

Cationes básicos.

Los cationes sencillos no pueden comportarse como bases, pero sí pueden hacerlo algunos cationes básicos, aunque frecuentemente, es más importante su comportamiento como ácidos:

102034.gif

Aniones básicos.

La mayoría de los aniones pueden comportarse como bases (Cl-, F-, Br-, I-, S=):

102035.gif

Las especies intermedias de la disociación de ácidos poliprótidos pueden comportarse como ácidos y como bases, ya que pueden ceder y captar protones. Estas especies se denominan anfóteras.

Fuerza de los ácidos y de las bases.



La fuerza de una especie como ácido o como base es en realidad la medida de la extensión con que se produce su reacción ácido-base con el disolvente. En el caso del disolvente agua un ácido es tanto más fuerte cuanto más desplazada esté la reacción:
102036.gif

La medida del desplazamiento de la reacción está dado por la constante de disociación del ácido Ka:

102037.gif

Si Ka es alta el ácido es fuerte, lo que indica que reacciona fácilmente con el agua cediéndole protones. Si Ka es baja, el ácido es débil, cede difícilmente protones al agua. Ácidos fuertes son: ClH, H2SO4, HNO3, HClO4, etc., y ácidos débiles son: HAc (ácido acético ), H2CO3, HCN, H3BO3, etc.
Si un ácido es fuerte la reacción está desplazada totalmente hacia la derecha y su base conjugada es débil ya que no es capaz de desplazarse hacia la izquierda. Esto también es aplicable a las bases. Ejemplo:
102038.gif

Si el disolvente no es agua la fuerza del ácido o de la base depende de la fuerza del disolvente. En un disolvente más básico que el agua, todos los ácidos serán más fuertes y las bases más débiles.
La fuerza de una base se corresponde con la extensión con que se produce su reacción ácido-base con el disolvente; con agua es la reacción de captación de protones por la base:
102039.gif

Se puede conocer la extensión de la reacción a partir de la constante de equilibrio Kb:

102040.gif

Respecto a los valores de Kb y la fuerza de las bases se pueden hacer las mismas consideraciones que se hicieron para Ka y la fuerza de los ácidos. Valores altos de Kb corresponden a bases fuertes y valores bajos a bases débiles.

Autoprotólisis del agua.



El disolvente agua puede comportarse como ácido y como base frente a especies básicas y ácidas respectivamente. También puede reaccionar consigo misma en un proceso ácido-base de autoprotólisis:
102041.gif

Esta reacción expresa el equilibrio de autoprotólisis o de disociación del agua, cuya constante de equilibrio, que denominaremos Kw, vale:

102042.gif

Cuanto más alta sea la temperatura mayor será el valor de la constante de ionización (la constante de autoprotólisis del agua:  102043.gif

Si el agua contiene disueltas especies ácidas su concentración en iones H+ será mayor que en iones OH-. Si contiene bases la concentración de iones H+ será menor que la de OH-:

102044.gif

La concentración de protones suele expresarse de forma logarítmica mediante el concepto de pH, análogamente se puede expresar la concentración de iones OH-:

102045.gif

Cálculo de las concentraciones en el equilibrio.



Diagramas ácido-base.



Para poder montar los diagramas ácido-base tenemos que seguir los siguientes pasos:

1.    Ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke (constante de autoprotólisis del agua Kw,  constante de acidez Ka y constante de basicidad Kb).
2.    Balance de masas.
3.    Balance de cargas.

Ácidos fuertes.


102046.gif

Muy diluido.

Cobra importancia la acidez suministrada por el agua. Pasos a seguir para montar la gráfica:

102047.gif

De aquí deducimos la ecuación general de ácidos fuertes:

102048.gif

Ver figura 1 de la gráfica de los ácidos fuertes.


Bases fuertes.



Las bases fuertes se tratarán de forma similar a los ácidos fuertes.

Ver figura 2 de la gráfica de las bases fuertes.

Ácidos débiles monoprótidos.


102049.gif
102051.gif

De las dos deducciones anteriores:

102052.gif

Casos:

la concentración de protones del ácido es despreciable frente al agua:

102053.gif

la concentración de protones del ácido es muy superior a la del agua:

102054.gif

A- ácido totalmente disociado: 

102055.gif

B.    ácido poco disociado:   



102056.gif

C.    ácido parcialmente disociado:



 102057.gif



Efecto de la dilución y de la constante de disociación:



102058.gif

Como dibujar el gráfico, ver figura 3:

dibujar las tres rectas:
102059.gif

Diagramas logarítmicos.



Cálculos gráficos.



102060.gif

Ecuaciones:

102061.gif

102062.gif

Tabla donde se representan los datos anteriores:



102063.gif

 Normas para dibujar una gráfica.



1.    En un diagrama de 14 unidades de pH y 14 de log C (negativas) se marca el punto de corte de las rectas log C = log Ca y pH = pKa. Este punto se denomina punto del sistema.
2.    A la izquierda de este punto (valores bajos de pH) se traza una recta horizontal y otra de pendiente +1, que corresponden a log [AH] y a log [A-] en esta zona.
3.    A la derecha del punto (valores altos de pH) se traza otra horizontal - log [A-] y una recta de -1, que corresponde a log [AH].
4.    Las dos rectas de log [AH], en el punto de corte, se aproximan para que pasen por el punto del sistema. Igual se hace con las dos rectas de log [A-].
5.    En los alrededores del punto del sistema se puede hacer una aproximación dibujando a mano alzada o calculando punto a punto con las ecuaciones correspondientes.
6.    Se trazan las diagonales que representan log [H+] y log[OH-].

Resolución de equilibrios de ácido-base.



- Ácido parcialmente disociado: acidez del agua despreciable.



[H+] = [A-]       [OH-] despreciable

102064.gif

102065.gif

Ver figura 4.

- Ácido muy disociado: acidez del agua despreciable.



[H+] = [A-]       [OH-] despreciable

Ver figura 5.

- Ácido muy débil: la acidez se debe exclusivamente al agua.



102067.gif

Ver figura 6.

Forma numérica para calcular el pH.


102068.gif

- Si está muy diluido ==> pH = 7

- Ácidos y bases débiles (concentrados pero poco disociados):


102069.gif

Disoluciones de sales.



- Sal de ácido y base fuerte:


102070.gif

- Sal de ácido débil y base fuerte:



102071.gif

- Sal de ácido fuerte y base débil:



102072.gif

- Sal de ácido débil y base débil:



102073.gif

Ácidos poliprótidos.



AH2  +  H2O  —>   AH-  +  H+
AH-  +  H2O  —>   A=  +  H+

K1 >> K2    ==>    la fuerza del ácido viene dada por K1.
AH- es anfótero: se puede compartir como ácido o como base.

Ver figura 7.

Hay dos puntos de sistema en un ácido diprótido por haber tres zonas de predominio. Tenemos diferentes pendientes para un ácido diprótido:

102074.gif

Con un ácido triprótido, AH3, tendremos cuatro zonas de predominio y tres puntos de sistema.

AH3     AH2-  +  H+   ==>  K1
AH2-     AH-2  +  H+  ==>  K2                       K1 > K2 > K3
AH-2     A-3  +  H+    ==>  K3


Tabla de pendientes para un ácido triprótico:



102075.gif
102076.gif

Cada vez que varía de zona de predominio la pendiente varía una unidad. Ver figura 8.
Como en el caso del diagrama de un sistema monoprótido, también se puede trazar de forma rápida, sin necesidad de obtener las ecuaciones correspondientes, el diagrama de un sistema poliprótido:

- En un diagrama de 14 unidades de pH en el eje de abscisas se marcan los puntos del sistema correspondientes a los valores de pH que coincidan con los valores de los pK para log C = log Ci.
- La especie H3A es la predominante para valores de pH inferiores a pK1, siendo su logaritmo constante e igual a log Ci en esta zona de pH. Pasando por el primer punto del sistema desciende con pendiente -1 entre pK1 y pK2. Entre pK2 y pK3 baja con pendiente -2 y, posteriormente, para valores de pH superiores a pK3, sigue con pendiente -3.
- La especie H2A-, que predomina entre pK1 y pK2, tiene pendiente +1 para valores de pH inferiores a pK1, pendiente -1 entre pK2 y pK3 pendiente -2 para valores de pH superiores a pK3.
- A la vista del diagrama se puede ver la forma de trazar  las líneas correspondientes a HA-2 y A-3, especies que son predominantes entre pK2 y pK3, y para valores de pH superiores a pK3, respectivamente.
- La pendiente del logaritmo de cualquier especie es la diferencia de protones entre la especie predominante y dicha especie.
- En los alrededores de los puntos de corte de las rectas se traza una zona curva, bien a mano alzada bajando 0.30 unidades logarítmicas en el punto de corte o bien punto a punto utilizando los valores que se dieron en la tabla correspondiente para un sistema monoprótido. Esta tabla de valores es útil si los valores de pK no están muy próximos, en cuyo caso el cálculo es más complicado.

Disolución reguladora o amortiguadora.



Se denomina soluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón ciertas disoluciones que, por su composición, admiten la adición se pequeñas cantidades de ácidos y de bases sin modificar de forma apreciable el valor de su pH. Está formada por un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado y se representa AH/A-.

AH < -- >    A-  +  H+

Capacidad reguladora.



Es la capacidad o resistencia a la variación del pH por adición de ácidos o bases.
Definición de Van Slyke: número de moles de ácido o base fuerte que adicionados a un litro de disolución producen un aumento de una unidad de pH o bien una variación de pH igual a la diferencia de pH.

102077.gif
Ejemplo: suponemos un ácido débil que se encuentra en equilibrio con su sal.

102078.gif

las concentraciones deben ser similares  ==>  [AcH]   [Ac-]

al añadir ácido añadimos [H+] que reaccionan con Ac- y forman H2O

AcH  +  OH-     Ac-  +  H2O

calculo del pH:
102079.gif

en el caso de que [ácido] = [sal]  ==>  pH = pKa ==> máxima capacidad reguladora
para que el pH no aumente y se considere reguladora la solución:
102080.gif

Problemas.



Disoluciones reguladoras.



La constante de ionización de un ácido débil HA es Ka = 1·10-5. Se prepara una disolución reguladora 0.1 M en HA y 0.1 M en su sal sódica, NaA. Calcular:

1.- el pH de la disolución reguladora original.
2.- el pH después de la adición de 0.01 moles de ClH a un litro de la disolución reguladora original.
3.- el pH después de la adición de 0.01 moles de NaOH a un litro de la disolución reguladora original.

Ver el diagrama.


102081.gif

aplicando la fórmula de disolución reguladora:

102082.gif

aplicando la fórmula de disolución reguladora:

102083.gif

por la ecuación de disolución reguladora:

102084.gif

 







Creative Commons License
Estos contenidos son Copyleft bajo una Licencia de Creative Commons.
Pueden ser distribuidos o reproducidos, mencionando su autor.
Siempre que no sea para un uso económico o comercial.
No se pueden alterar o transformar, para generar unos nuevos.

 
TodoMonografías.com © 2006 - Términos y Condiciones - Esta obra está bajo una licencia de Creative Commons. Creative Commons License