Dependiendo del hidrocarburo de qué se trate y de su grupo funcional característico nos vamos a encontrar diferentes tipos de reacciones químicas, las cuáles vamos a resumir en el siguiente esquema:
Además de estos 4 tipos principales mencionaremos las reacciones de oxidación o reducción en las cuáles si partimos de alcano, pasaremos por alcohol, aldehído o cetona, y podremos llegar hasta ácido, dependiendo de la fortaleza del oxidante que utilicemos y de su concentración, además de las condiciones de presión y temperatura.
Ya sabemos por el tema de Equilibrio redox, que como oxidantes típicos se utilizan permanganato de potasio o dicromato de potasio. Y como reductores típicos se utilizará H2 con un catalizador o el tetrahidruro de Aluminio y litio entre otros (LiAlH4)
Una reaccion de combustión, también es un ejemplo de reacción de oxidación.
CH3CH2CH3 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O + Q
A continuación os dejo un resumen de reacciones orgánicas el cual habrá que aprenderse como mínimo para afrontar los problemas de orgánica que se nos presenten, haremos diversos ejercicios donde tengamos que utilizar algunas de las reacciones que aparecen, para que podamos ir memorizando y entendiendo dichas reacciones.
En las reacciones de Adición de Agua o de ácidos hidrácidos a un C=C siempre se utilizará la Regla de Markovnikov para saber que producto se obtendrá como mayoritario, pues el H siempre se unirá al C más hidrogenado.
Y en las reacciones de Eliminación de alcoholes para obtener C=C, siempre se seguirá la Regla de Saytzeff, en la que para obtener el producto mayoritario el H siempre se eliminará del C menos hidrogenado.
Como ayuda para resolver las actividades de reacciones orgánicas os diré que son muy intuitivas, es decir los Alcanos, normalmente dán reacciones de halogenación o combustión.
Los Alquenos y Alquinos de adición al doble enlace.
Los alcoholes de sustitución o eliminación del grupo -OH , o también de oxidación.
Los Aromáticos además de hidrogenación a los dobles enlaces, de nitración o sulfonación
etc..
Os dejo algunos ejemplos:
EN EL SIGUIENTE PDF OS DEJO ALGUNOS EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD RESUELTOS.
1.De acuerdo con la gran diversidad de compuestos orgánicos que puede formar el carbono es
necesario estudiar su clasificación y la definición de ciertos conceptos. Los hidrocarburos
son los derivados del carbono más sencillos. Resultan únicamente de la unión de átomos de
carbono con átomos de hidrógeno y de átomos de carbono entre sí formando cadenas que
pueden ser abiertas o cerradas y cuyos “eslabones” pueden estar unidos por enlaces simples
o por enlaces múltiples.
De esta manera podemos clasificar los hidrocarburos de acuerdo con el tipo de cadena y el
tipo de enlace. Según la cadena se clasifican en alifáticos que corresponden a los compuestos
de cadena abierta como se indica en la figura, en la cual los átomos de carbono son de color
gris y los de hidrógeno de color blanco.
**NOTA: Debes repasar toda esta información sobre grupos funcionales en el tema de Nomenclatura y formulación orgánica; así como el concecpto de hibridación en los enlaces simples, dobles y triples C-C, pues será fundamental para entender la isomería y reacciones orgánicas.
Os adjunto un documento con toda la información sobre Isomería así como algunos ejercicios resueltos.
A continuación resuelve los siguientes ejercicios (Nota: debes de volver a mirar tus apuntes sobre Hibridación)
1.Dado un compuesto de fórmula CH2=CH−CH=CH−CH3.
a) Nómbrelo e indique el tipo de hibridación que puede asignarse a cada
átomo de carbono.
b) Formule y nombre tres isómeros de posición del compuesto anterior.
(Castilla y León, 2006)
2.Los hidrocarburos de cadena ramificada producen en los motores de combustión menos detonación que los compuestos de cadena lineal. Por eso, el 2,2-dimetilbutano tiene un octanaje mayor que el n-hexano (hexano lineal). Formula estos dos compuestos y señala el tipo de isomería que presentan.
(Castilla-La Mancha, 2005)
3. Escribe todos los isómeros posibles de la propanona (H3C−CO−CH3).
(Canarias, 2007)
4. Dadas las fórmulas siguientes: C3H6O, C3H6O2 y C3H8O.
a) Escriba todas las posibles estructuras semidesarrolladas (es aquella en la que únicamente se muestran enlaces entre C y grupos funcionales por ejemplo CH3-CH2OH) para las moléculas monofuncionales que respondan a las fórmulas anteriores (excluir las estructuras cíclicas).
b) Nombre sistemáticamente todos los compuestos.
5. Escribe la fórmula de los compuestos: a) Butan-2-ol b) 3-bromopentano c) ácido 3-bromobutanoico d) but-2-en-1-ol. Indica razonadamente los que pueden presentar isomería óptica y señala el carbono asimétrico.
Las pilas se utilizan para producir corrientes eléctricas de pequeña intensidad, destinadas principalmente para el funcionamiento de aparatos eléctricos. Se asocian en serie para constituir baterías, consiguiendo una fem mayor.
Las pilas se clasifican en Primarias ( con una vida limitada por el agotamiento de las sustancias redox reaccionantes), y Secundarias (donde el proceso de conversión de energia eléctrica es reversible).
Dentro de las Primarias, tenemos la pila de Volta, Pila secal, Pila alcalina...etc
Y como Secundarias el Acumulador de Pb, Las baterías de Níquel-Cadmio...etc
Os dejo un pdf con algunos ejemplos:
PREVENCIÓN DE LA CORROSIÓN DE METALES
Se conoce con el nombre de corrosión al proceso redox por el cual los metales se oxidan en presencia de oxígeno y humedad.
El modo más simple de prevención se consigue electrolíticamente, es decir recubrimiento con otro metal mediante electrolisis. Destacan el galvanizado(recubrimiento con Zn), cromado, latonado, plateado...etc.
Veamos brevemente algunas de las aplicaciones de los principios en que se
basa la serie electroquímica de los metales. Los metales negativos o activos se
recubren, de ordinario, con metales más positivos(mayor potencial de reduccion) a fin de darles un mayor grado de
permanencia frente a los agentes corrosivos.
El hierro y el acero, tan difundidos en la
industria, se protegen con zinc o estaño en numerosas aplicaciones. Una observación
importante: la inalterabilidad de los metales no se debe enteramente a sus
características químicas, sino que, en parte, depende de las propiedades de los
compuestos formados tras exponer aquéllos a las condiciones corrosivas. Por la
situación de los metales en la serie electroquímica, cabría predecir un efecto corrosivo
más rápido en la capa de zinc que recubre al hierro o acero galvanizados que en el
propio metal base. Sin embargo, por exposición en una atmósfera relativamente seca,
el zinc se cubre de una delgada película de óxido muy adherente y protectora.
El
aluminio se comporta del mismo modo, y esta película protectora explica la relativa
permanencia de aquellos metales que, a juzgar por sus propiedades químicas,
debieran ser objeto de rápidos ataques en medios corrosivos. En atmósferas ácidas
que contengan, por ejemplo, ácido sulfúrico, impureza común en atmósferas
industriales, derivada de la combustión de carbones que contienen azufre, el zinc forma un sulfato básico que es también insoluble, y por lo tanto, queda protegido por
esta capa.
La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo y el conectado al negativo como cátodo de forma que cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta.
Vamos a ver el ejemplo de la Electrólisis del agua.
Se utiliza el ácido sulfúrico para aportar los iones H+ necesarios para hacer el agua conductora de la electricidad (el agua pura no lo es) y así liberar hidrógeno en el cátodo(polo negativo) y oxígeno en el ánodo(polo positivo). Es decir, los electrolitos permiten que se produzca la electrólisis. Suelen ser compuestos iónicos fundidos o disueltos.
Como se puede ver en la reacción total de la celda se recogen 2 volúmenes de H2 por cada 1 volumen de O2
Normalmente para producir la electrólisis del agua, se utiliza una pila de 4.5 V, pues si consultamos una tabla de potenciales normales de reducción, en la reacción de oxidación el potencial es Eº= -1.23 V y en la de reducción el Eº=0; POR LO TANTO EL Ecelda = -1.23V. Quiere decir que por no ser la reacción espontánea necesitamos aplicar electricidad para que se produzcan dichas reacciones, y por lo tanto para que se produzca electrólisis debemos aplicar una ddp mayor que la ddp de la reacción espontánea; en este caso concreto y en la práctica, se necesita una fem de 1.6 a 1.8 V. Es por ello que para mejorar los resultados la pila más conveniente será de 4.5V.
Es muy importante diferenciar entre celda electroquímica (PILA) y celda electrolítica (electrólisis). Os dejo un esquema para comprenderlo mejor:
LEYES DE FARADAY
1ª Ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo (Q = I.t). La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.
2ª Ley de Faraday de la electrólisis: Para una determinada cantidad de electricidad, la masa depositada de una especie química en un electrodo, es directamente proporcional a su equivalente químico, es decir a su masa molar dividido por el nº de e- transferidos en la reacción (M/z)
3ª Ley de Faraday de la elecrólisis: La cantidad de electricidad necesaria para
depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre constante e igual
a 96.487 culombios. Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday (F =
96.487 C·mol-1). En los cálculos, este valor se
aproximará a 96.500 C·mol-1.
En términos generales, el proceso de deposición de un metal por
procedimientos electrolíticos se ciñe a la ecuación:
Xz+ (aq) + Z e- → X (s) Por ejemplo:Cu2+ + 2e- → Cu(s)
Esto significa que, por cada mol de X que
se deposita, circularán z moles de electrones. De este modo, si hacemos
circular una carga Q, se depositará una masa (m) del metal. En consecuencia a
esto:
Número de moles del metal = m/M →
número de moles de electrones = z.m/M ;
Q = z.F.m/M
Y, si en dicha
expresión, despejamos la masa, obtenemos:
m= M.Q/zF;
Q = I.t (Cantidad de
electricidad que ha pasado durante un tiempo y que es directamente proporcional
a la Intensidad de la corriente)
·De donde m, es la masa
del elementodepositado ·Q, es la carga que
circula (C) ·M, es la masa molar del elemento, ·F, es la constante deFaraday
Como hemos dicho la carga que es
transportada por un mol de electrones, es igual a 1 Faraday, que equivale
a 96484,5561 C/mol; se le llama constante de Faraday, que
viene representada con una F, siendo usada en sistemas electroquímicos para
poder calcular la masa de los elementos que forman los electrodos.
1 F = 96500C = NA . qe- = 6.022.1023 iones/ mol . 1,602 . 10-19C/e-
Finalmente combinando las Leyes obtenemos la
expresión matemática que nos servirá para calcular la masa de un
elemento depositada sobre el electrodo.
Pero si no os queréis aprender la Fórmula siempre se puede resolver mediante factores de conversión, os dejo un ejemplo:
Al introducir un metal en una disolución de sus iones aparece inmediatamente una diferencia de potencial entre el metal y la disolución: es el potencial de contacto o de electrodo.
El potencial de electrodo, además de la Temperatura por ser un equilibrio químico, depende del metal que utilicemos y de la concentración de la disolución. En el caso de la pila Daniell cuando las concentraciones de las disoluciones de Cu2+ y Zn2+ son 1M el potencial será 1.1V
NOTA: CONSULTA LOS COMPONENTES DE UNA PILA EN EL PDF QUE SE ADJUNTA AL FINAL.
Aclaración sobre el puente salino o tabique poroso (imagen dcha). Su objetivo es conectar las 2 semiceldas de manera que no se mezclen los contenidos de las disoluciones(los extremos del tubo en U está tapado con algodón) pero se mantenga el contacto eléctrico; es decir los iones del puente salino equilibran las cargas de las semiceldas, para que la pila siga funcionando. (*Con el funcionamiento de la celda, la oxidación del Zn introduce iones Zn2+ adicionales en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber mas oxidación.
De manera similar, la reducción del Cu2+ en el cátodo deja un exceso de carga negativa en solución en ese compartimiento puesto que va pasando a Cu). La neutralidad eléctrica se conserva al haber una migración de iones a través un puente salino o como en este caso, a través de una barrera porosa que separa los dos compartimientos). Es decir los aniones se van a la izda. del puente que hay exceso de carga + y los cationes a la dcha donde hay exceso de carga -)
Normalmente el puente salino contiene KCl, NaCl, HNO3 ó Na2SO4 de forma que se encuentran disociadas en K+ y Cl- ; Na+ y Cl- , H+ y NO3- , ó 2 Na+ y SO42-.
En el caso de la pila del pdf adjunto(cuyo puente salino es de sulfato de sodio) el SO42- se desplazaría hacía la disolución de Zn2+ para compensar las 2 cargas+ y los 2Na+ hacia la dcha. que compensan el exceso de carga negativa debido a que Cu2+ va pasando a Cu. En el vídeo que os dejo tenéis otro ejemplo de pila Daniell pero con un puente salino de KCl.
Os adunto un gift y un vídeo sobre la pila Daniell para su mejor comprensión:
Potencial de una celda electroquímica o pila, se mide experimentalmente con un voltímetro y nos marcal del potencial el cátodo y el ánodo. Hay que tener en cuenta que siempre que hablemos de potencial estándar nos estaremos refiriendo a disoluciones 1 M y en condiciones normales de Presión (1 atm) y Tª (25ºC)
El potencial de reducción estándar de un electrodo (Eº) hace referencia a la fem de la pila formada por el electrodo que elijamos sumergido en una disolución 1M de sus iones y el electrodo normal de hidrógeno, el cual se consiste en un electrodo de platino sumergido en una disolución que contine iones hidronio en concentración 1M, donde se burbujea H2 gas a una presión de 1 atm
En el pdf adjunto tenéis un esquema sobre Las Celdas Electroquímicas. Donde también podéis consultar el funcionamiento de una Pila Daniell, y La Tabla de potenciales de reducción estándar.
RECORDAR: Dichos potenciales hacen referencia al proceso de reducción, por lo que si se invierte la reacción(oxidación en vez de reducción) tendremos que cambiar el signo al potencial de reducción.
Además, cuanto mayor sea el potencial de reducción de una semirreación mayor será su poder oxidante, es por ello que cuando formemos una pila, y queremos que funcione o lo que es lo mismo que sea espontánea, la fem debe ser positiva, por lo tanto debemos elegir como:
- ÁNODO : El electrodo de menor potencial de reducción, pues en él tendrá lugar la reducción.
- CÁTODO: El de mayor potencial de reducción, donde tendrá lugar la reducción.
dDicho ésto, realiza el siguiente ejercicio:
Deduce razonadamente por qué el hierro(II) puede ser oxidado en medio ácido a hierro(III) por el ión nitrato y sin embargo este mismo ion no puede oxidar el oro en su estado elemental a oro(III). Escribe las reacciones correspondientes y calcula la fem de cada pila para justificar la respuesta.
Nota: necesitas los Datos de Eº (NO3-/NO) de (Fe3+/Fe2+) y (Au3+/Au)
4.1 VOLUMETRÍAS REDOX
Se utilizan para poder determinar la concentración de un agente oxidante a partir de la concentración conocidad de un agente reductor (valorante). En el punto de equivalencia se igualan las cantidades de valorante y reductor según la estequiometría de la reacción.
Al igual que en Acido-base se utilizan Indicadores redox, que cambian de color cuando pasan de su forma oxidada a reducida o al contrario. Un ejemplo de estos indicadores es el Azul de metileno, cuya forma reducida es incolora y la forma oxidada azulada.
Os dejo algunos ejercicios resueltos de este tipo:
El ajuste de una reacción redox permite no solo conocer la ecuación ajustada, sino también la determinación de las cantidades en masa y volumen de todas las sustancias que intervienen en la reacción.
En otras ocasiones estos cálculos estequiométricos se utilizan para la determinación analítica de alguna de las sustancias presentes en la muestra. Pues una vez que reaccionen oxidante y reductor, llegaremos al punto de equivalencia, DONDE SE CUMPLIRÁ, TAL COMO OCURRÍA EN ÁCIDO-BASE, QUE SE IGUALARÁN ESTEQUIOMÉTRICAMENTE LAS CANTIDADES DE OXIDANTE Y REDUCTOR, Y QUE POR LO TANTO PODREMOS CONOCER LA CONCENTRACIÓN DE UNA DE LAS ESPECIES, A PARTIR DE LOS DATOS DE LA OTRO ESPECIE, Y MIRANDO EL VOLUMEN GASTADO EN LA VALORACIÓN. Dos de los agentes oxidantes que más se suelen emplear en estos análisis son el dicromato de potasio y el permanganato de potasio.
Resolvamos el siguiente problema, según la reacción:
Entonces podremos decir que cada 2 moles de dicromato de potasio reaccionan con 3 de estaño, y que por cada 3 moles de estaño obtendremos 3 moles de tetracloruro de estaño y 4 moles de tricloruro de cromo.
Como vemos para obtener la cantidad de productos y por tanto el Rendimiento de la reacción, primero habremos determinado el reactivo limitante.
Ahora vamos a determinar las masas de CrCl3 y SnCl4, a partir de 15 g de Sn puro y 45 gr de dicromato de potasio. También hay que averiguar la riqueza de una aleación de estaño si 1 g. de esta necesita 25 mL de dicromato 0.1 M para reaccionar completamente.
Una vez hechos los cálculos obtenemos una masa 26.63 g de SnCl4, y 26.63 g de CrCl3.
La riqueza en Sn de la aleación es 44.5%.
Os adjunto una foto del ejercicio resuelto.
El siguiente ejercicio es de una Valoración REDOX, debéis calcula la [FeSO4]. Nos dicen que de una Disolución de sulfato de hierro (II) se toman 50 cc y se valoran con una ds de dicromato de potasio 0.350M. Sabiendo que han sido necesarios 32.2 cc de dicromato de potasio para alcanzar el Pto. equivalencia. se podrá calcula la concentración del FeSO4.
Venga ánimo, intentad resolverlo, ya sabéis primero se ajusta la reacción y después se utilizan la relación:
mol oxidante = mol reductor (teniendo en cuenta la estequiometría)
El resultado os debe salir [FeSO4] = 1.356 M.
Una ayuda, como solamente necesitamos moles de oxidante y reductor, podemos quedarnos en el ajuste en forma iónica, sin tener que pasar a la reacción molecular, entonces:
1ª semirreacción Cr2O72-
para dar Cr3+ (reducción)
2ª semirracción Fe2+ para
dar Fe3+ (oxidación)
La ajustamos, y después tratamos el ejercicio como una Valoración, y teniendo en cuenta los coeficientes que nos han salido en el ajuste
CONTINUAMOS PRACTICANDO EL AJUSTE POR EL MÉTODO DEL IÓN - ELECTRÓN.
Os dejo algunas más en medio ácido y una en medio básico.
Cuando tengáis dominado el ajuste, podremos pasar a las valoraciones redox, las cuales nos servirán para que una vez ajustadas las reacciones podamos averiguar la concentración de un oxidante o reductor al igual que hicimos en ácido-base.
Y después aprenderéis a utilizar el trasiego de electrones que se producen en una reacción redox, para generar una Pila electroquímica.
O a través del proceso de electrolisis, producir reacciones química mediante el paso de electricidad por una cuba electrolítica.
EJERCICIOS DE AJUSTE:
1) Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes:
P + HNO3 + H2O ⇌ H3PO4 + NO
2) Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción:
Os dejo un pdf con un ejemplo resuelto de ajuste en medio básico. Hay 2 métodos para hacerlos pero nosotros vamos a utilizar el 1º, básicamente la diferencia con respecto al medio ácido, es que en ese caso se añaden tantas H2Os como oxígeno haya de sobra, y se añaden precisamente en el miembro en el que sobren, y en el miembro contrario se añaden los OH-.
OS DEJO LAS SOLUCIONES DE LOS EJERCICIOS PROPUESTOS:
En esta sección vamos aprender ajustar reacciones Redox (donde hay un equilibrio oxidante-reductor) por el método del ión electrón, hasta ahora habíamos ajustado las reacciones por tanteo.
Para ello habrá que separar la reacción en 2 semirreaciones: por un lado la de oxidación y por otro la reducción, y después habrá que ajustar tanto cargas positivas, como negativas como átomos. Los pasos a seguir son muy sencillos, pero tendremos que distinguir entre reacciones en medio ácido y básico. En el documento adjunto vienen todos los pasos a seguir:
Además os dejo aquí un listado de especies que normalmente actúan como oxidantes o como reductoras para que os acostumbréis a reconocerlas:
método ión-electrón
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón en medio ácido, detallando los pasos correspondientes:
H2S + NaMnO4 + HBr ⇌ S + NaBr + MnBr3 + H2O
Recuerda 1º selecciona las 2 especies iónicas que van a sufrir la oxidación y la reducción.
Después escribe las 2 semirreacciones, y ajusta los Oxígenos e Hidrógenos añadiendo moléculas de agua, luego ajusta electrones...etc
VENGA INTÉNTALO!!! DESPUÉS LA CORREGIREMOS JUNTOS
Bueno, como ya habéis trabajado casi todos la reacción os dejo la solución. También os voy a dejar un pdf con teoría sobre todo el tema, por si alguien quiere ampliar información o consultar alguna duda.
1. Básicamente cuando una especie se oxida aumenta su nº de oxidación, es decir pierde electrones, y por lo tanto se queda más positivo.
Por el contrario cuando una especie se reduce disminuye su nº de oxidación, es decir gana electrones y se queda menos positivo.
2. El Concepto Oxidante-Reductor, es un concepto opuesto y que siempre va unido, al igual que ácido-base, es decir para que haya un oxidante debe haber un reductor, y si una especie se oxida es porque la especie a la que se
enfrenta se reduce.
Observando las imágenes anteriores se deduce que Agente Reductor es la especie que se oxida, y Agente Oxidante es la especie que se reduce.
Ojo!!!! que puede dar lugar a confusión, piensa que el Agente reductor reduce a otra especie por lo tanto él se oxida. Y el Agente oxidante oxida a otra especie por lo tanto él se reduce.
Puesto que estamos hablando de conceptos como nº de oxidación, vamos a recordar qué era:
Por lo tanto hay que diferenciar entre valencia y nº de oxidación, pues la valencia no tiene signo, simplemente son los electrones que se ganan, pierden o comparten en un enlace, es decir los electrones que se ponen en juego en un enlace.
Y el nº oxidación es el numerito que asignamos a cada elemento en una fórmula química, considerando que es un compuesto iónico.
- Por ejemplo en la Fórmula 7- HClO2, el nº oxidación del Cl es 3.
EJEMPLO DE AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR:
EJEMPLOS DE ASIGNACIÓN DE Nº DE OXIDACIÓN A LAS ESPECIES QUÍMICAS, PARA AVERIGUAR QUIÉN ES EL OXIDANTE ( OXIDA Y POR TANTO ÉL SE REDUCE) Y EL REDUCTOR (REDUCE Y POR TANTO ÉL SE OXIDA)
EJERCICIOS:
Mirando el Ejemplo más arriba, señala debajo de cada especie, en cada una de estas reacciones, el oxidante (especie que se reduce) y el reductor (especie que se oxida)
REALIZA TAMBIÉN LOS SIGUIENTES EJEMPLOS EN TU CUADERNO:
Las Valoraciones o Volumetrías ácido-base se basan en una reacción de neutralizacion entre un ácido y una base. En dicha reacción se combinan iones hidronio e iones hidróxido para formar moléculas de agua además de una sal con el catión e anión de la base y del ácido respectivamente.
La volumetría ácido-base es una técnica que permite calcular la concentración de un ácido (o de una base) disueltos, haciendo reaccionar un volumen del mismo con otro volumen de una disolución básica (o ácida) de concentración conocida.
Para realizar la valoración se mezclan gradualmente el ácido y la base en presencia de un indicador que muestra el momento en que se puede dar por finalizada la reacción de valoración. Entre estos sistemas están aquellos que utilizan indicadores coloreados, los cuales son compuestos orgánicos que se adicionan a la disolución y cambian de color según el pH del medio (zona de viraje).
Este punto se denomina punto de equivalencia de la valoración, y dicho punto equivale al momento en que se igualan estequiometricamente las cantidades de ácido y base. Dicho punto se detecta fácilmente porque en sus inmediaciones se produce un brusco salto de pH que se puede detectar con un pH-metro o con un indicador.
Por tanto, es deseable que la zona de viraje abarque el pH correspondiente al punto de equivalencia (momento en que se ha adicionado la cantidad de moles de ácido necesaria para que reaccionen totalmente con la base).
El pH correspondiente al punto de equivalencia depende de las fuerzas de las especies que se valoran. Así, se tiene:
1. Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte o viceversa, el pH es neutro. En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas entre 4 ≤ pH ≤ 9.
2. Si se valora un ácido débil con una base fuerte, el pH es básico (pH > 7). Por tanto, el indicador que se emplee debe tener en medio básico su zona de viraje, pYara que el punto final coincida sin mucho error con el punto de equivalencia.
3.Si se valora una base débil con un ácido fuerte, el pH es ácido (pH < 7). Como en el caso anterior, pero en la zona ácida.
Fórmula del pto. de equivalencia, de la cual deducimos que en dicho pto. se igualan estequiométricamente las cantidades de ácido y base.
nácido = nbase ó lo que es lo mismo.
M ácido. V ácido = M base. V base
Vamos a ver un Ejemplo del tipo 2. (Valoración ácido débil con base fuerte) y vamos comprobar que el pH será básico después del punto de equivalencia.
Suponemos que partimos de ácido acético (ácido débil) y valoramos con NaOH (base fuerte), por lo tanto obtendremos acetato de sodio en el punto de equivalencia cuyo pH será básico
Si nos fijamos en la imagen anterior una vez el pH lo vamos a calcular siguiendo varios pasos, en el 1º hemos igualado en el punto de equivalencia el nº moles de ácido con el nº moles de base para conocer el V de base que hemos gastado en llegar al pto. de equivalencia para después averiguar su concentración.
En el 2º paso será una vez averiguada la concentración de la base, calcular el pH correspondiente a la hidrólisis de la sal formada. Como en este caso solamente sufre hidrólisis el ión acetato el pH se calculará:
Os dejo el vídeo explicativo para su mejor compresión:
6.1 CURVAS DE VALORACIÓN
Son representaciones en diagramas cartesianos de los procesos de valoración.
A continuación os dejo la correspondiente a la valoración de ác fuerte con base fuerte. Donde veréis que el pH del pto de equivalencia es 7 puesto que la sal formada no sufre hidrólisis por proceder sus iones conjugados de especies fuertes.
En este caso como Indicador podemos elegir Azul de bomotimol ya que su intervalo de viraje está entre pH = 6-7.6 (podéis repasar la entrada del Blog de indicadores)
La valoración más común es la que se hace con un ácido débil(por ejemplo ac acético) y una base fuerte(por ejemplo sosa), utilizando como indicador la fenolftaleína cuyo pH de viraje = 8-10. Se elige este indicador porque el pH resultante será básico, puesto que el acetato sufre hidrólisis. Como veis la cantidad necesaria de NaOH que hemos añadido es 25 mL, con este dato podremos calcular su concentración y con ello el pH de forma matemática. (Pues en la práctica se mide con un pHmetro)
A continuación os dejo una imagen del libro con problemas resueltos y con los ejercicios que vienen más abajo y debéis resolver el 1 y 2 para calcular la concentración del ácido o base que hemos valorado.
También quiero que busquéis una Entrada del Blog que se llama mi presentación slide valoración ácido base, que está publicada en 2012, pues es la práctica de Laboratorio virtual que vamos hacer.
Una disolución reguladora (o amortiguadora, tampón o buffer) es aquella que mantiene el pH casi constante aunque se le añadan ciertas cantidades de un ácido o una base. El funcionamiento es bien sencillo, puesto que se establece un Equilibrio entre 2 sustancias relacionadas y según Le Chatelier, la reacción se desplazará a dcha o izda. para contrarrestar la perturbación que produce añadir un ácido o una base.
Son muy importantes en los procesos analíticos, en procesos industriales y en el funcionamiento bioquímico de los seres vivos.
Un ejemplo de ellos es la disolución reguladora en la sangre que mantiene un pH en torno a 7.4; puesto que una variación de 0.4 unidades, podrían producir alteraciones graves, incluso la muerte. Dicha disolución está formada por ácido carbónico e hidrogeno carbonato (bicarbonato)
En este sistema tampón tienen lugar 3 equilibrios reversibles entre el CO2 gaseoso de los pulmones y el bicarbonato disuelto en la sangre
Como veis en este ejemplo una Ds reguladora debe contener una concentración de ácido(carbónico) suficiente para reaccionar con la base que se añada, o bien una concentración de base apropiada para reaccionar con el ácido añadido(ión hidrogenoarbonato).
Por lo tanto una ds reguladora se prepara mezclando una de estas 2 opciones:
1. Ac débil + sal de dicho ácido (que producirá la base conjugada de dicho ácido)
2. Base débil + sal de dicha base (que producirá el ácido conjugado de dicha base)
Y el cálculo del pH de dicha disolución la vamos a calcular con esta ecuación:
EJEMPLO 1. Ds reguladora tipo 1. (ac débil + sal de dicho ácido).Calculo de su pH:
EJEMPLO 2. Ds reguladora tipo 2. (base débil + sal de dicha base). Calculo de su pH.
En este caso la ds reguladora, actúa de forma que si agregamos una base, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda,,, para disminuir la concentración añadida, y si agregamos un ácido, este se unirá al ión OH-, y al disminuir su concentración, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
Ejercicio 7: a)Calcula el pH de una ds reguladora que contiene 0.5 M en amoniaco y 0.5 M en cloruro de amonio b) Qué ocurrirá al añadir 0.05 moles de ácido fuerte. DATOS: Ka amonio = 5,6.10-10 y Kb amoniaco= 1,8.10-5
**Os adjunto un Ejemplo de ejercicio resuelto. Ánimo a trabajar, os espero en comentarios
Aquí tenéis más problemas resueltos, el primero es de Hidrólisis, y el segundo de cálculo de pH en una ds reguladora.
Ahora intenta resolver el siguiente ejercicio: EJERCICIO 8 a)Calcula el pH de una disolución reguladora que es 0.2 M en ácido acético y 0.3 M en acetato de sodio. b) Calcula el nuevo pH al añadir 0.2 M de HCl DATOS: Ka acético = 1,8.10-5
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. La sal proviene de una reacción de neutralización entre ácido + base:
Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básica o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones son fuertes porque proceden de un ácido o una base débil:
1.Ejemplo de hidrólisis ácida (el catión amonio es un ácido fuerte, por ser el conjugado de NH3 que es una base débil):
=NH4++ H2O NH3 + H3O+
2. Ejemplo de hidrólisis básica (el anión acetato es una base fuerte por ser el conjugado de ac acético que es débil): CH3–COO– + H2O = CH3–COOH + OH–
Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en 4 tipos:
a) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
b) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
c) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
d) Sales procedentes de ácido débil y base débil.
a) NO HIDRÓLISIS: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua.
b)BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte(porque es la base conjugada del ácido acético que es débil) y si reacciona con ésta de forma significativa:
CH3–COO– + H2O = CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).
c)ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
d)Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 x10-5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x10-10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)
Ejemplo: CALCULO DEL pH DE UNA DS ACUOSA DE LA SAL NaCN. Se producirá hidrólisis básica por ser el CN– un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:
*Nota al grado de disociación le ha llamado "x" en vez de alpha, y se hubiésemos resuelto la ec de 2º grado hubiese salido 0.048 (venga hacerlo vosotros)
Ahora realiza el siguiente ejercicio:
Ejercicio 6) (Selectividad. Madrid Junio 1998).
Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
Los resultados y dudas →→→por comentarios por favor.
** Os adjunto un ejercicio resuelto de hidrólisis, para que sigáis los mismos pasos
***Os dejo también un pdf con todo el tema ácido base, en la pag 18 tenéis la hidrólisis
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