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Asignatura: QUIMICA INORGANICA, Profesor: Maria Teresa Fernandez Martínez, Carrera: Farmacia, Universidad: UGR
Tipo: Apuntes
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4
Amortiguadores fisiológicos
Fuerza de los ácidos binarios
Fuerza de los oxoácidos
Fuerza de los ácidos orgánicos
-^ Las ideas sobre los ácidos y bases están presentes de forma habitualen la vida ordinaria: - La lluvia ácida. – pH
en
relación
a^
una^
gran
variedad
de
productos
como
desodorantes, champús y antiácidos. – Los zumos de frutas contienen una gran variedad de ácidos, comoel ácido cítrico en el de naranja y limón.
-^ Antoine Lavoisier pensó que el elemento común a todos los ácidosera el oxígeno (oxígeno en griego significa “ formador de ácido”). •^ En 1810, Humphry Davy demuestra que el elemento común a todoslos ácidos es el hidrógeno; iones hidronio, H
+^ O 3
. Tambien se les
nombra como protones, H
+^.
2.- Teoría de BrØnsted –Lowry (1923)^ •^ Un ácido es un
dador de protones.
-^ Una base es un
aceptor de protones.
Según esta teoría podemos explicar fácilmente el comportamiento básico del amoníaco, (no se entendía según la teoría de Arrhenius):
Base 1
Ácido 2
Ácido conjugado
Base conjugada
Ácido 1
Base 2
Una molécula de amoníaco actúa como base aceptando un protón, siendo el ion NH
+^ el 4
ácido conjugado de la misma. Una molécula de agua actúa como ácido liberando un protón, siendo el ion hidroxilo su baseconjugada. La teoría de Br
Ø^ nsted – Lowry explica el comportamiento anfiprótico de algunas sustancias
como por ejemplo el agua y el amoníaco. La teoría de Arrhenius no puede justifcarlo.
3.- Ácidos y Bases de Lewis Un^ ácido de Lewis
es una especie (átomo, ion o molécula) que puede
aceptar un par de electrones
.
Son sustancias con una capa de valencia incompleta, tienen orbitales vacíos donde alojar pares deelectrones.Una^ base de Lewis
es una especie que tiene un
par de electrones
libres (PNE, PS, PNC). Es un
dador de pares de electrones. El producto de una reacción ácido-base de Lewis se denomina
aducto
.La formación de este tipo de
enlace, en el que es una especie (la base) la que aporta los dos electrones del enlace se denomina enlace covalente coordinado
(dativo).
Según estas definiciones, el ion OH
-^ , una base de Bronsted-Lowry, también es una base de Lewis debido a
la presencia de pares solitarios de electrones sobre el átomo de oxígeno. Lo mismo ocure para el NH
que 3
es una base de Bronsted-Lowry y una base de Lewis ya que hay un par de electrones sin compartir sobre elátomo de nitrógeno. Por otro lado, el HCl, ácido de Bronsted-Lowry, no es un ácido de Lewis ya que no acepta pares deelectrones. Sin embargo, el HCl produce protones (H
+^ ) que sí pueden ser considerados como ácido de
Lewis, ya que forman un enlace covalente coordinado con una par de electrones disponible.
-^ Cl
Ácido de Lewis
base de Lewis
alcanzándose una situación de equilibrio
Ácidos débiles:
constante de ionización ácida
(K^ )a^
-^2
Acido 1
Acido 2
Base 2
Base 1
Bases débiles:
constante de ionización básica
(K^ )b^
Base 1
Acido conjugado
Acido 2
Base conjugada Las moléculas de agua son tan superiores
en número a las
de NH
y a los iones NH 3
+^ y OH 4
-^ que el agua, de decir, el
disolvente,
practicamente
es^
un^ líquido
puro
con^
una
actividad igual a la unidad. Por esta razón, en la expresiónde la constante de equilbrio no se encuentra el término[HO].^2
-^ ]^ = 1,8 · 10 -
El que la K
del acético y la Ka^
del amoníaco tenga el mismo valor es sólo una coincidenciab^
(o^ a K^ para una base), mayor es el desplazamientob^
de la situación de
equilibrio en el sentido directo de la reaccíón. La acidez (o basicidad) será mayor y menor es el pk
y el pka^
b
+^ O ) e hidróxido (OH 3
+^
Siguiendo el mismo procedimiento que se utilizó
al escribir las constantes de ionización ácida y básica, suponemos
una actividad de uno para las moléculas de agua y sustituimos las actividades de otras especies por sus molaridades.A 25ºC en agua pura, la constante de equilibrio para la autoionización del agua se denomina
PRODUCTO IÓNICO
DEL AGUA
y su símbolo es
Kw
-^ ] =1 · 10 -^
En agua pura
da^ pK
=14^ w debido^
al^ equilibrio
de
autoionización del agua
Ejemplo 17.2. Petrucci, página 674^ 1.^
-^ ] en el
-^. Este hidróxido es poco soluble en agua, sólo
saturada de hidróxido de calcio a 25ºC?Masas atómicas: Ca=40, O=16, H=1Solución:
pH = 12,64.
Ejemplo
-^ O ] 2
(orto),H
PO^ : es un ácido triprótico, tiene tres átomos de H ionizables. Se ioniza en 3 4
tres etapas, cada una de las cuales vendrá definida por un valor de K
característico.a^
-^ + H 4
Lo cual implica que prácticamente todos los iones H 3
+^ Oproceden únicamente de 3
la primera etapa de ionización y el pH se determina, casi exclusivamente, apartir de la expersión de Ka
1
ÁCIDO SULFÚRICO
,HSO^2
: se diferencia de la mayor parte de los ácidos polipróticos en que es un ácido 4
FUERTE en su primera ionización y un ácido débil en la segunda. La ionización es completa en laprimera etapa, lo que significa que en la mayor parte de las disoluciones del ácido, [H
SO] = 0M. 2 4
No hay valor de Ka
puesto que no se 1
establece el equilibrio y la [H
+^ ] = [H
SO] 24
-^ Es la reacción de una sustancia (anión, catión) con el agua. Existen cuatrocasos en función de la SAL que se encuentra en disolución.^ 1 -^ Sal que procede de una base fuerte y un ácido fuerte Las sales que derivan de bases fuertes y ácidos fuertes producen
disoluciones neutras
porque
ni el catión ni el anión reaccionan con el agua. Ejemplo: NaCl
+^ Na + H
+^ Na + H
-^ Cl+ H
-^ Cl+ H
No hay reacción
No hay reacción
El catión Na
+^ , proviene de una base fuerte (NaOH) y, por tanto, es un ácido débil. No reacciona con elagua
El anión Cl
El pH de la disolución dependerá de la concentración de protones y de hidroxilos procedentesde la autoionización del agua y , por tanto, el pH será
NEUTRO
(pH =7).
-^ ] = 1 · -^
2 –^ Sal que procede de una base fuerte y un ácido débil Cuando estas sales se disuelven en agua las disoluciones resultantes son siempre ALCALINAS
CH-COONa + H^3
+Na
+^ Na : ácido débil; proviene del NaOH que es una base fuerte. No reacciona CH-COO^3
-^ : base fuerte; proviene del ácido acético que es un ácido débil. Se hidroliza. CH-COO^3 -^ + H
O^2
CH-COOH^3
+^ OH
K= Kb^ h
La constante de equilibrio para esta reacción se denomina constante(básica) de hidrólisis.
w^ a
h b^
3 3
3 3
− −
w^ a pH básico KK^ = b^ K
