[Química 2º Bachillerato] Resumen: Reacciones redox o de intercambio de electrones

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27/2/09

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/ Resumen „ Teoría de Arrhenius Un ácido libera iones H+ al disolverse en agua: HA ⎯→ H+ + A– Una base libera iones OH– al disolverse en agua: BOH ⎯→ OH– + B+

a es el grado de disociación, cociente entre los moles disociados y los moles iniciales de soluto. „ Equilibrio de autoinización del agua Una base libera iones OH– al disolverse en agua: ⎯→ OH– + H3O+ H2O + H2O ←⎯

„ Teoría de Brönsted y Lowry Un ácido cede iones H+ a una base. Una base acepta iones H+ de un ácido.

K =

HA + B ⎯→ A– + BH+

„ Anfóteros Especies químicas que pueden comportarse como ácidos y bases dependiendo de con qué sustancias reaccionen. „ Teoría ácido-base de Lewis • Ácido: sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones (aportados por una base). • Base: sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones (con un ácido). „ Ácidos y bases fuertes Un ácido y una base son fuertes si en disolución están totalmente disociados: HA + H2O ⎯→ A– + H3O+ C. inicial

c

0

0

C. final

0

c

c

C. final

B + H2O ⎯→ OH– + HB+ c

0

0

0

c

c

„ Ácidos y bases débiles Un ácido y una base son débiles si en disolución están parcialmente disociados. Las constantes de equilibrio se conocen como constantes de acidez y de basicidad. ⎯→ A– + H O+ HA + H O ←⎯ 2

3

C. inicial

c

0

0

C. final

c (1 – a)

ca

ca

Ka =

[A –][H3O+] [HA]

=

cα ácα c (1 – α)

0

ca

ca

[B]

• Disolución ácida: [H3O+] > 10–7 M pH < 7 • Disolución neutra: [H3O+] = 10–7 M pH = 7 • Disolución básica: [H3O+] < 10–7 M pH > 7 „ Ácidos y bases poliionizables Presentan sucesivas ionizaciones, cada una con su constante de acidez o de basicidad. „ Hidrólisis Reacción con agua de los iones de una sal para regenerar su ácido o base débil conjugados a la vez que liberan iones H3O+ o OH– a la disolución. „ Disoluciones reguladoras o tampón Son disoluciones resistentes a la variación del pH cuando se les añaden moderadas cantidades de ácidos o de bases. Están formadas por: • Ácido débil más su sal. Por ejemplo; CH3COONa ⎯→ Na+ + CH3COO– ⎯→ CH3COO– + H3O+ CH3COOH + H2O ←⎯ • Base débil más su sal. NH4Cl ⎯→ NH+4 + Cl– ⎯→ NH4+ + OH– NH3 + H2O ←⎯ „ Valoraciones ácido-base Consiste en averiguar la concentración de una disolución de ácido o de base mediante su neutralización con una disolución de concentración conocida de una base o de un ácido, respectivamente.

V á N = V’ á N’

0

c (1 – a)

=

pH = –log [H3O+]

c (1 – α)

c

C. final

[OH–][HB+]

„ pH

cα á cα

C. inicial

Kb =

Kw se conoce como producto iónico del agua. A 25 ºC, Kw = 10–14 mol2/L2

Los cálculos se realizan a partir de los volúmenes de disolución, V y V’, consumidos en el punto de equivalencia (donde cambia la pendiente de la curva de valoración) y de las normalidades, N y N’. La condición de neutralidad se puede expresar como:

⎯→ OH– + HB+ ←⎯

B + H2O

[H2O]2

K w = K á[H 2O] 2 = [OH –][H 3O +]

La reacción ácido-base es una transferencia de protones. Las especies relacionadas por ella se conocen como par ácido-base conjugados.

C. inicial

[OH–][H3O+]

6/Ácidos y bases. Reacciones de transferencia de protones

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