Predicciones de Reacciones Redox

a) Se ponen en contacto Zn metálico y cationes hidrógeno. ¿Reaccionarán?

Zn (s) à Zn+2(aq) + 2e- ; E= +0,76 v
2H+(aq) + 2 e- à H2(g); E2: = 0,00 v

Reacción global:

Zn(s) + 2H+ à Zn+2(aq) + H2(g); E°pila = 0,76v

Como el potencial de la pila es positivo, la reacción sí tendrá lugar. Se explica que se produzca la reacción:

2HCl + Zn à ZnCl2 + H2

b) Se ponen en contacto cobre y cationes hidrógeno. ¿Reaccionarán?

Cu(s) à Cu+2(aq) + 2e- ; E1= – 0,034 v
2H+(aq) + 2e- à H2(g); E20= 0,00v

Reacc. global:

2H+2(aq) + Cu(s) à H2(g) + Cu+2(aq); Epila = – 0,34 V

El valor negativo del potencial de pila nos indica que no se produce la reacción. Por eso el ácido clorhídrico no ataca al cobre, ni todos los metales que tengan potencial normal de reducción positivo.

Electrolisis

La electrólisis transforma la energía eléctrica en energía química. Es, por tanto, el proceso inverso al que tiene lugar en una celda galvánica. En la electrólisis, una diferencia de potencial eléctrico producida por una fuente externa consigue producir una reacción de oxidación-reducción no espontánea.

La electrólisis tiene lugar en las cubas electrolíticas. Una cuba electrolítica es un recipiente que contiene un electrólito en el que se sumergen dos electrodos: ánodo y cátodo. Los electrodos se conectan a una fuente de corriente continua (una batería), el ánodo al polo positivo y el cátodo al negativo. Cuando se conecta la batería, en los electrodos tienen lugar semirreacciones redox análogas a las de las celdas galvánicas: ánodo = oxidación / cátodo = reducción

Leyes de Faraday para la Electrólisis

Faraday, en el siglo XIX, estudió experimentalmente la electrólisis y dedujo una primera ley que puede enunciarse así:

La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en los electrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la cantidad de electricidad que la atraviesa.

Continuando con su investigación, comprobó que cuando por la cuba electrolítica pasan 96.500 culombios de electricidad, en el cátodo se reduce un equivalente de sustancia y en el ánodo se oxida otro equivalente de sustancia. Lo que dio lugar a una segunda ley:

La cantidad de electricidad necesaria para liberar o depositar un equivalente de cualquier sustancia es de 96.500 C. Esta cantidad de electricidad se denomina Faraday y se representa por F: 1 F = 96.500 C.

Matemáticamente la segunda ley se puede escribir como:

Nº equivalentes depositados = Q/F = I·t/96500

Donde la intensidad (I) viene expresada en amperios y el tiempo (t) en segundos. La cantidad depositada se puede expresar en gramos, teniendo en cuenta que:

nª equivalentcs = m(g) / Mcq(g)
m(g) = nº equivalentcs x Meq(g)

y si se sustituye el número de equivalentes por la expresión dada anteriormente queda:

m = Meq x I·t / 96500

Expresión de la segunda ley de Faraday que permite calcular la masa de sustancia depositada en una cuba electrolítica conocida su masa equivalente, la intensidad de la corriente que circula por la cuba y el tiempo que está funcionando.

Valoración Ácido-Base

Es un método que sirve para determinar la concentración desconocida de un ácido o base a partir de otra base o ácido de concentración conocida. Se cumple que en una reacción ácido-base, el ácido y la base reaccionan equivalente a equivalente. Para que en una reacción de este tipo se llegue a la neutralización completa, es decir, no quede ninguno de los dos en exceso, el número de equivalentes de ácido debe ser igual al número de equivalentes de base, por tanto, despejando el número de equivalentes de la concentración normal:

Nac x Vac = Nb x Vb

Teniendo, por ejemplo, un volumen conocido de ácido de normalidad desconocida en un matraz, se echa poco a poco una base desde una bureta hasta que se produzca la neutralización completa. En ese momento el indicador virará, se habrá producido lo que se llama el punto de equivalencia. Conocido el volumen de base empleado se puede calcular la concentración del ácido.

Concentración Normal (Normalidad)

Es el número de equivalentes de una sustancia por litro de disolución.

N: num Eq’/l

Se calcula:

N: nº eq / V

La normalidad se relaciona con la molaridad mediante la siguiente secuencia:

N/M = (Ne/V) / (n/v) = (m/1eq) / (m/1mol) = (1mol/1eq) = 1mol / (1mol/v) = v ; N = M·v

Concepto de Equivalente Químico y Equivalente Gramo

Dentro de la teoría de Arrhenius:

• Valencia de un ácido: número de protones con carácter ácido que posee
• Valencia de una base: número de iones hidróxido que posee

Equivalente químico: de un ácido o de una base es el peso molecular dividido entre la valencia del ácido o base. Un equivalente gramo es un equivalente químico expresado en gramos.

Hidrólisis

(Recordar que ácido más base da sal más agua)

Cuando una sal se disocia en agua puede que alguno de los iones formados reaccione con el agua para regenerar el ácido o la base de que procede. A este proceso se llama hidrólisis (rotura de la molécula de agua). Los casos que se pueden dar son los siguientes:

Sal que procede de la reacción de un ácido fuerte y base fuerte

Ej: NaCl. Ninguno de los dos iones reacciona con el agua para formar la base o ácido pues están totalmente disociados.

Na* + H2O ——–> X ; Cl + H2O ——–> X

Por tanto la disolución es neutra.

Sal de ácido débil y base débil

Ej: CH3 – COONH4. Como ambos iones proceden de ácido y base débil, reaccionarían con el agua.

Ch3- coo- + H2o <—> cH3 – cooH + oH-
NH4+ + H2O ß-à Nh3 + H3O

La disolución será ácida o básica dependiendo de la fortaleza de la base o ácido conjugado.

Sal de ácido débil y base fuerte

EJ: CH3-COONa. El ión sodio no reacciona con el agua por proceder de una base fuerte, sin embargo el ión acetato sí reacciona al proceder de un ácido débil, pues su base conjugada será fuerte:

Ch3-Coo- + H2O <-> Ch3-CooH + Oh- à disolución básica

KH = Kw / Ka

Sal de ácido fuerte y base débil

EJ: NH4Cl. El ión cloruro no reacciona con el agua por proceder de un ácido fuerte, sin embargo el ión amonio sí reacciona, pues al proceder de una base débil su ácido conjugado es muy fuerte:

NH4* + H20 <- NH3 + H2O = disolución ácida. A partir de la constante de este equilibrio, llamada constante de hidrólisis, se puede deducir el grado de acidez: KH (poner constante) = multiplicar arriba x OH y abajo tb. KH = Kw/Ka – NH3 + H2O >

Teoría de Arrhenius

Arrhenius propuso la siguiente teoría para ácidos y bases:

Ácido es toda aquella sustancia que en disolución acuosa cede protones. Ej:

HA ———–(H2O)——–à H+(aq) + A- (aq)

Base es toda aquella sustancia que en disolución acuosa cede iones hidróxido. Ej:

BOH ——–(H2O)—–à B*(aq) + OH(aq)

Ejemplos típicos de ácidos y bases de Arrhenius son el clorhídrico, nítrico, sulfúrico, sosa caústica… etc. Los ácidos y las bases se anulan entre sí en un proceso que recibe el nombre de reacción de neutralización, en el cual, según Arrhenius, los protones e iones hidróxidos generados se combinan entre sí para dar agua.

Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) —> H2o + Cl- (aq) + Na*(aq)

Ácido + Base —> Sal + Agua

Esta teoría es muy limitada pues, si bien explica el comportamiento ácido de sustancias como el clorhídrico o básico como la sosa, hay otras sustancias que se comportan como bases – amoníaco, carbonatos, etc. – que no ceden hidróxidos y no se ajustan a la teoría.

Teoría Ácido-Base de Brönsted-Lowry

Amplía el concepto de ácido y base a otras sustancias no comprendidas en la teoría de Arrhenius.

Ácido es toda aquella sustancia capaz de ceder protones.

Base es toda aquella sustancia capaz de captar protones.

No se hace referencia al disolvente, y de hecho la teoría es aplicable a cualquier disolvente, aunque nosotros nos referiremos siempre a disoluciones acuosas. Para que un ácido pueda ceder un protón debe haber una base que lo capte, por lo que el comportamiento de ácido o base implica la presencia de ambos. Las reacciones de ácidos y bases reciben el nombre de reacciones de transferencia de protones. Ej:

HCL NH3 Y CO3(-2)

Muchos de estos procesos son reversibles, estableciéndose los conceptos de pares ácido-base conjugados. Ejemplo móvil.

Hay sustancias, como el agua, que según la sustancia a la que se enfrente toma o cede protones, es decir, se comporta como base o como ácido. Estas sustancias reciben el nombre de anfóteras o anfipróticas.

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases

Según la teoría de B-L, un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder protones y una base será fuerte cuando muestre una gran tendencia a captar protones. Para la fuerza de ambos se mide la tendencia que tienen disueltos en agua. Tanto para un ácido o una base se establece un equilibrio: (FOTO MOVIL 2)

Las constantes Ka y Kb se llaman constantes de ionización o disociación del ácido y de la base. Cuanto mayores sean, más estará desplazado el equilibrio hacia la derecha y tanto más fuerte será el ácido y la base.

Para los ácidos más fuertes – clorhídrico, perclórico o nítrico – su Ka es más o menos infinito, por lo que están totalmente disociados. Lo mismo ocurre para las bases más fuertes – sosa caústica-.

Ocurre que cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada y al contrario. Lo mismo se puede decir para las bases.

Ácidos Polipróticos

Los ácidos que sólo pueden ceder un protón se llaman monopróticos, aquellos que pueden ceder más de un protón se llaman polipróticos. Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que por cada protón cedido se forma un equilibrio con su propia constante ácida. Por ejemplo para el ortofosfórico (Foto 3)

Ionización del Agua. Concepto de pH

El agua pura se comporta consigo misma como ácido y como base. Este proceso se llama ionización del agua. Es un equilibrio que se expresa de la siguiente manera: FOTO 4

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