2.REACCIONES ORGÁNICAS

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 + 5O_{2    →}     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.COMPUESTOS ORGÁNICOS: ISOMERÍA. 2.TIPOS DE REACCIONES ORGÁNICAS. 3.POLÍMEROS Y MACROMOLÉCULAS

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.

4. POTENCIAL DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR, POTENCIAL DE ELECTRODO Y POTENCIAL DE UNA CELDA ELECTROQUÍMICA (PILA) 4.1 VOLUMETRÍAS REDOX

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:

3.1 ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX

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:

3Sn + 28HCl + 2K2Cr2O7     =   3 SnCl4 + 4CrCl3 + 4 KCl +14 H2O  (Reacción ya ajustada)

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      Cr₂O₇^2-  para dar    Cr^{3+ (reducción)}

2ª semirracción           Fe²⁺    para dar    Fe^{3+ (oxidación)}

La ajustamos, y después tratamos el ejercicio como una Valoración, y teniendo en cuenta los coeficientes que nos han salido en el ajuste

EJERCICIOS DE AJUSTE DE REACCIONES POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

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:

NaNO2 + NaMnO4 + H2SO4 ⇌ MnSO4 + NaNO3 + Na2SO4 + H2O

a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?

b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global.

c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: NaNO2 ; NaMnO4 ; MnSO4 ; NaNO3

PAU ULL junio 2013

3) Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH ⇌ K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

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:

1)

2)

3)

3. AJUSTE REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN:

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.

EQUILIBRIO REDOX : 1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN 2. OXIDANTES Y REDUCTORES

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:

5. DISOLUCIONES REGULADORAS

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

4. HIDRÓLISIS

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

 

Ejercicio resuelto calculo de pH

Chicos aquí os dejo un video amateur, espero que os ayude, y no le presteis mucha atención a mis cualidades como youtuber, porque son pésimas.
La 1@ parte está dividida en 2 videos de un ejemplo de ejercicio de pH.

Y el tercer video es el ejercicio 4 de la relación de problemas.
Copiarlos en vuestro cuaderno, y ya sabéis cualquier cosa nos vemos en "Comentarios"

MEDIDAS DE LA ACIDEZ 3.1 Kw: producto iónico del H2O

En realidad esta palabra hace referencia a la ionización del H₂O en sus dos iones: H⁺ (hidronio) e OH^- (hidroxilo) . Y según la Teoría de Arrhenius se llama autoionización, puesto que el agua disuelta en ella misma produce dichos iones:

Y según la Teoría de Bronsted-Lowry la reacción sería:

Por lo tanto vemos que también se trata de un Equilibrio ácido-base cuya constante Ka (ó Kc) podemos averiguar fácilmente:

Como veis tenemos una constante de equilibrio nueva (Kw) la cual se relaciona con el apartado 3.2 CONCEPTO DE pH; puesto que [H₃O⁺].[OH^-] = 1.10^-14entonces log[H₃O⁺].log[OH^-] = pH+pOH=14 lo cual nos servirá para resolver muchos problemas de pH.

Y además Kw nos sirve también para relacionar Ka y Kb para un ácido y su base conjugada, fíjate en la siguiente imagen:

Por lo tanto si en un problema nos dan la Ka, podemos averiguar cuanto vale la Kb de su base conjugada (Practica ésto, y vuelve a resolver el ejercicio 1 del apartado 2.2 grado de ionización, obteniendo datos numéricos para las Ka y Kb respectívamente).

A continuación os dejo la Escala de pH e información de Los Indicados acido base más utilizados en las valoraciones ácido base.

3.3 Indicadores ácido base

Son colorantes orgánicos, que cambian de color según se adicionen a una sustancia ácida o básica.  De esta forma podemos intuir el pH del medio (El papel indicador, está impregnado de dichos colorantes, y un colorante natural es el extracto de col lombarda). Lo fundamental de un indicador es que tiene un intervalo de viraje de 2 unidades de pH, y lo que ocurre que la disolución cambiará de color cuando nos encontramos en ese intervalo. El indicador más utilizado es la fenolftaleína y se utiliza cuando valoramos una sustancia ácida con una básica, y llegados al punto de equivalencia, en la que se igualan estequiométricamente las cantidades de ácido y base, el exceso de base que añadamos, produce un cambio de color en el indicador de incoloro a rosa, al pasar de un pH ácido a básico o alcalino

Utiliza todo lo aprendido hasta ahora para realizar los siguientes ejercicios: (Utilizad "Comentarios" para aportar vuestra resolución)

Ejercicio 4 Se prepara una disolución de ácido benzoico de pH = 3.1, disolviendo 0.61 g del ácido en agua hasta obtener 500 mL de disolución. Calcula:

a) El grado de disociación del ácido benzoico

b) La Ka del ácido benzoico

c) La Kb del anión benzoato (Nota: utiliza la relación entre Kw, Ka y Kb)

Ejercicio 5 a)Calcula el pOH de una disolución cuya [H₃O⁺]=10^-6 b) Calcula el pH de una disolución de HCl (Nota: primero comprueba si este ácido es fuerte o débil para saber si está completamente disociado)

Tema Acido Base: punto 2.2 Grado de ionización

Al igual que en el Tema de Equilibrio hablábamos de grado de disociación, en este caso, el grado de ionización (ɑ) se define como la fracción de moléculas disociadas o ionizadas respecto a las iniciales; como veis es un concepto similar que se utilizará solamente para ácidos y bases débiles puesto que los fuertes se disocian completamente:

A continuación os dejo un listado de ácidos y bases fuertes y débiles:

y un segundo listado donde se relacionan con su Ka o su Kb, ya sabéis cuando > sea la K > fortaleza tendrá el ácido o la base, como orientación deciros que a partir de 10^-5  ya son débiles; también tener en cuenta que cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada, puesto que son términos opuestos.

Ejercicio 1: Aplicando la teoría de Bronsted Lowry en disoclución acuosa: a) Razona si las especies amonio e ión sulfuro son ácidos o bases. b) Justifica cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCN y C6H5COOH  c) Sabiendo que a 25ºC las Ka de dichos ácidos son 6,4.10^-5  y 4,9.10^-10 , respectívamente ¿qué base conjugada será más fuerte?. Justifica la respuesta

Ejercicio 2: Ordena de mayor a menor fuerza los acidos HCO₃^-, HF, HNO3 y H₃O⁺ y las bases NH3, HCO₃^- , HS^-  y OH^-

Ejercicio 3: Considerando el vinagre una disolución de ácido acético en agua de concentración 0.9 M, determina el grado de ionización del ácido acético en el vinagre. Datos: Ka CH3COOH = 1,78.10^-5

Ayúdate, con este video de resolución de un problema similar: (se resuelven igual que los de eq, haciendo en primer lugar el balance). Más videos: https://youtu.be/QBRrj34Joeo