Transcript power point de ácidos y bases
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Reacciones químicas de interés
Los ácidos y las bases. Características químicas Física y Química 4.º ESO Los
ácidos
son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características • Son conductores de la electricidad • Tienen sabor agrio • Modifican el color de los indicadores: enrojecen el tornasol y decoloran la fenolftaleina • Reaccionan con algunos metales (Zn, Fe o Mg) desprendiendo H 2 • Descomponen los carbonatos con desprendimiento de CO 2 • Reaccionan con las bases formando sales • Las
bases
son sustancias que en disolución acuosa presentan las siguientes características Son conductores de la electricidad • Son untuosos al tacto y tienen un sabor amargo • Modifican el color de los indicadores: el papel de tornasol adquiere color azul y la fenolftaleina color rojo • Los óxidos metálicos, los hidróxidos y los carbonatos en disolución acuosa se comportan como bases • Reaccionan con los ácidos formando sales
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Teoría de Arrhenius sobre los ácidos Física y Química 4.º ESO Los
ácidos
son sustancias que en disolución acuosa se disocian formando iones
H +
(o
H 3 O +
)
Por ejemplo + + HCl (g) H 2 O (l) Cl – (aq) H 3 O + (aq) Según su grado de disociación, los ácidos se clasifican en Ácidos fuertes
, aquellos que en disolución acuosa tienen todas sus moléculas disociadas (H 2 SO 4 , HNO 3 o HClO)
Ácidos débiles
, aquellos que en disolución acuosa solo tienen algunas de sus moléculas disociadas (H 2 S o CH 3 – COOH)
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Teoría de Arrhenius sobre las bases Física y Química 4.º ESO Las
bases
son sustancias que en disolución acuosa pueden ceder iones
OH – Por ejemplo H 2 O (l) + NaOH (s) Na + (aq) OH – (aq) Según su grado de disociación, las bases se clasifican en Bases fuertes
, aquellas que en disolución acuosa tienen todas sus moléculas disociadas (NaOH, KOH o Ca(OH 2 ))
Bases débiles
, aquellos que en disolución acuosa solo disocian algunas de sus moléculas (Fe(OH) 3 )
Brönsted amplió la definición de Arrhenius considerando también como bases aquellas sustancias que en disolución acuosa pueden captar protones (H + ). Por ejemplo, el amoniaco (NH 3 )
NH 3 + H 2 O NH 4 + (aq) + OH – (aq)
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El pH como medida de la acidez y la basicidad Física y Química 4.º ESO
El pH de una la disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de concentración de iones H + (o H 3 O + ) expresada en mol L -1 [H + ] = 10 -pH (mol L -1 ) => pH = – log [H + ]
El valor del
pH
permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones
Disolución ácida [H + ] > [OH ] [H + ] > 10 -7 mol L -1 pH < 7 Disolución neutra [H + ] = [OH ] = 10 -7 mol L -1 pH = 7 Disolución básica [H + ] < [OH ] [H + ] < 10 -7 mol L -1 pH > 7
Papel indicador y escala pH
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Reacciones de neutralización Física y Química 4.º ESO La
neutralización
y los iones
OH –
es la reacción entre los iones
H +
que provienen de un ácido que provienen de una base, obteniéndose una
sal y agua Por ejemplo
, la reacción entre el ácido hipocloroso y el hidróxido de sodio produce hipoclorito sódico y agua
HClO (aq) + NaOH (aq) NaClO (aq) + H 2 O (l)
En disolución acuosa el ácido hipocloroso y el hidróxido de sodio se disocian
HClO (aq) H + (aq) + ClO – (aq) NaOH (aq) Na + (aq) + OH – (aq)
Los iones ClO – H + y OH – y Na + forman el hipoclorito de sodio, NaClO, que permanece disuelto, y los iones se unen formando agua según la reacción
H + (aq) + OH – (aq) H 2 O (l)
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Volumetrías ácido-base Física y Química 4.º ESO La
volumetría ácido-base
permite calcular, mediante una
neutralización
, la concentración de una base, conocida la concentración de un ácido
Por ejemplo
, para valorar una base fuerte (NaOH) con un ácido fuerte (HCl), se procede así Se llena una bureta con la disolución del ácido de concentración conocida,
c a
Se mide un cierto volumen,
V b
, de la base y se vierte en un matraz Se añaden unas gotas del indicador ácido-base a la disolución básica Se añade gota a gota el ácido a la base hasta que la disolución cambie de color En ese instante se ha completado la reacción y se ha alcanzado el
punto de equivalencia
Se mide el volumen
V a
En el
punto de equivalencia
del ácido
que de iones OH –
habrá en la disolución el procedentes de la base
mismo número de iones H +
procedentes
moles de iones H + = V a c a n H+ moles de iones OH – = V b c b n OH – V a c a n H+ = V b c b n OH – c a n H+ = concentración normal del ácido (N a ) c b n OH = concentración normal de la base (N b ) V a N a = V b N b
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Curva de valoración ácido-base La
curva de valoración
representa la variación de pH de la disolución a medida que se añade el ácido Física y Química 4.º ESO
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Las reacciones de oxidación-reducción Física y Química 4.º ESO Las reacciones químicas en las que se produce una
transferencia de electrones
entre los reactivos se denominan
reacciones
de oxidación-reducción o
rédox
Cuando un metal reacciona, sus átomos pierden e – y se forman iones positivos
Na Na + + 1e –
El e – perdido puede cederse a un átomo de H de un ácido o de una molécula de agua, o a un átomo de un elemento metálico no
El sodio se oxida
Cuando un no metal reacciona, sus átomos ganan e – y se forman iones negativos
Cl + 1e – Cl –
El e – el ganado por átomo de cloro puede proceder de un átomo metálico o de un ion no metálico
El cloro se reduce
La
oxidación
es el proceso por el cual un átomo o ion
cede electrones
La
reducción
es el proceso por el cual un átomo o ion
gana electrones
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Pilas voltaicas. La pila cobre-plata (I) Física y Química 4.º ESO Las
pilas
son dispositivos capaces de producir energía eléctrica a partir de las reacciones de oxidación y reducción que ocurren en los electrodos
Por ejemplo, al introducir una lámina de cobre en una disolución de nitrato de plata Cu + AgNO 3 Ag + Cu(NO 3 ) 2
Se produce una
transferencia de electrones
Los átomos de
Cu electrones
neutros y se disuelven
pierden Cu – 2e – Cu 2+
Los iones
Ag + ganan electrones
pasan a átomos neutros
Ag + + 1e – Ag El cobre se oxida La plata se reduce
La
transferencia de electrones
produce una energía eléctrica que puede ser aprovechada mediante una
pila voltaica
y
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Pilas voltaicas. La pila cobre-plata (II) Física y Química 4.º ESO La energía producida en la reacción
Cu + AgNO 3
aprovechada como energía eléctrica mediante una
Ag + Cu(NO 3 ) 2 ,
puede ser pila voltaica, que consta de Dos recipientes unidos mediante un tabique poroso o puente salino que evita que se mezclen las disoluciones y permita el paso de iones En cada recipiente, un electrodo sumergido en una disolución de sus iones: una lámina de Cu en Cu(NO 3 ) 2 y una lámina de Ag en AgNO 3 Un conductor externo que conecte los electrodos y permita el paso de e – (energía eléctrica) Cuando se cierra el circuito, el electrodo de Cu pierde masa y el electrodo de Ag la incrementa
ÁNODO
electrodo donde se produce la oxidación
Cu – 2e – Cu 2+ 2(Ag
La reacción total que se produce en la pila es
Cu + 2 Ag + + + 1e – Ag) Cu 2+ + 2 Ag CÁTODO
electrodo donde se produce la reducción
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La electrólisis Física y Química 4.º ESO La
electrólisis
es una reacción redox producida por la energía de la corriente eléctrica La reacción se efectúa en una
cuba electrolítica
que consta de los siguientes elementos
FUENTE DE ALIMENTACIÓN:
pila o generador capaz de producir corriente Fuente de alimentación
ánodo
electrodo donde se produce la oxidación
ELECTRODOS
son los conductores sumergidos en la disolución (generalmente son inertes) Electrólito
cátodo
electrodo negativo, donde tiene lugar la reducción
ELECTRÓLITO:
es el líquido que contiene los iones que se mueven al paso de la corriente
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Electrólisis del cloruro de sodio fundido Física y Química 4.º ESO
Cuando se hace pasar corriente por una cuba que contiene NaCl fundido
Se libera un gas de color verde pálido en uno de los electrodos (
Cl 2
) Cl 2 gaseoso NaCl Se forma
Na
metálico fundido (blanco plateado) en el otro electrodo y flotando en el NaCl fundido Na líquido
OXIDACIÓN 2 Cl – 2e – Cl 2 (g) ánodo
Na líquido
REDUCCIÓN 2 Na + + 2e – cátodo 2 Na (l)
Cátodo de hierro Cátodo de hierro Ánodo de carbón La reacción del proceso global es
2 Cl – + 2 Na + Cl 2 (g) + 2 Na (l)
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Aplicaciones de la electrólisis
REFINADO ELECTROLÍTICO
Los metales Cu, Ag, Au y Al que se obtienen de los procesos de reducción suelen tener impurezas, por ello es preciso someterlos a procesos de purificación electrolítica Física y Química 4.º ESO
OBTENCIÓN DE METALES
Los metales Li, Na, Mg, Ca y Al se obtienen por reducción electrolítica de cloruros, carbonatos, sulfatos y óxidos fundidos La
electrólisis
tiene una gran importancia en las aplicaciones industriales
GALVANOSTEGIA
Consiste en recubrir un objeto de metal con una capa fina de un metal precioso utilizando la electrólisis
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Proceso Hall para la obtención del aluminio
Ánodos de carbón
Física y Química 4.º ESO
Cátodo de carbón Al 2 O 3
El proceso Hall consiste en la obtención de aluminio por la
electrólisis
del óxido de aluminio ( Al 2 O 3 )
Aluminio fundido
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La industria del hierro: un ejemplo histórico de proceso redox Física y Química 4.º ESO
Magnetita (Fe 3 O 4 ) Los minerales con mayores cantidades de hierro son Hematites (Fe 2 O 3 ) El hierro se obtiene por reducción del óxido en altos hornos
Por la parte superior del alto horno se introduce la carga, que contiene el mineral molido, coque (C) y caliza Se inyecta una ráfaga de aire caliente por la parte inferior produciéndose la combustión del coque
C(s) + O 2 (g) 2CO(g) + calor
La caliza se descompone a elevadas temperaturas
CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g)
El óxido de calcio reacciona con las impurezas del mineral, SiO 2 , formando la escoria, que se separa del hierro fundido El monóxido de carbono reduce el óxido de hierro, eliminando el oxígeno
Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) 2Fe(l) + 3CO 2 (g)
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La industria del hierro: el alto horno Carga mineral, coque y piedra caliza Gas que se desprende del proceso Física y Química 4.º ESO Hierro fundido Gas caliente que se emplea para calentar el aire Zona de reducción Aire calentado Escoria