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Capítulo 16. Equilibrios en disolución acuosa I:
Ácidos y bases
1.- Teorías ácido-base 1.1.- Ácido y base 1.2.- Teoría de Arrhenius 1.3.- Teoría de Bronsted-Lowry 1.4.- Teoría de Lewis 2.- Equilibrios ácido-base en disolución acuosa 2.1.- La disociación del agua. Escala de pH 2.2.- Ácido y bases fuertes 2.3.- Ácidos débiles: ácidos monopróticos y polipróticos 2.4.- Bases débiles 2.5.- Relación entre K (^) a y K (^) b 2.6.- Propiedades ácido-base de sales. Hidrólisis, 2.7.- Disoluciones amortiguadoras 2.8.- Valoraciones ácido-base
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1.- Teorías ácido-base 1.1.- Ácido y base Ácidos Sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético y el limón al ácido cítrico. Reaccionan con ciertos metales para producir hidrógeno. Reaccionan con carbonatos e hidrógeno carbonatos para producir dióxido de carbono. Las disoluciones acuosas de ácidos conducen la electricidad.
Sabor amargo Tacto de sus disoluciones resbaladizo
Bases
Las disoluciones acuosas de bases conducen la electricidad. Química 1º ITA/rmt/Curso2004-
1.2.- Teoría de Arrhenius Ácido : sustancia capaz de producir H+^ (H 3 O +^ ) en agua
Base : sustancia capaz de producir OH-^ en agua
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1.3.- Teoría de Brønsted-Lowry
Ácido : Sustancia capaz de ceder H+ HCl ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + Cl-^ ( aq )
Ion hidronio
Base : Sustancia capaz de captar H+ NH 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) NH 4 +^ ( aq ) + OH-^ ( aq )
Anfótero : Sustancia que puede actuar como ácido o como base
NH 3 + NH 3 NH 4 +^ + NH 2 –
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Pares ácido-base conjugados:
- La base conjugada de un ácido fuerte no puede medirse por débil.
- El ion hidronio, H 3 O +, es el ácido más fuerte que existe en disolución acuosa.
- Los ácidos más fuertes que H 3 O+^ reaccionan con agua completamente para formar H 3 O+^ y sus bases conjugadas correspondientes.
- Los ácidos más débiles que H 3 O+^ reaccionan con agua para formar H 3 O+^ y sus bases conjugadas correspondientes hasta alcanzar el equilibrio.
- El ion OH-^ es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa.
- Las bases más fuertes que OHconjugado correspondiente. -^ reaccionan con el agua para formar OH -^ y su ácido
- Las bases más débiles que OH -^ reaccionan con el agua para formar OH -^ y sus ácidos conjugados correspondientes hasta alcanzar el equilibrio.
HCl ( aq ) H+^ ( aq ) + Cl-^ ( aq )
F -^ ( aq ) + H 2 O ( l ) OH-^ ( aq ) + HF ( aq )
HF ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + F -^ ( aq )
KOH ( s ) H^2 OK+^ ( aq ) + OH-^ ( aq )
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Fortaleza relativa de ácidos y sus bases conjugadas
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Factores que determinan la fuerza de ácidos^ Factores que determinan la fuerza de ácidos
Propiedades del disolvente Temperatura Estructura molecular La fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ionizarse que está determinada por: -Fortaleza de enlace H-X Si el enlace es más fuerte, será más difícil que se rompa y el ácido más débil. -Polaridad del enlace H-X Si el enlace es más polar tendrá más tendencia a romperse para formar los iones que otro menos polar. El ácido será más fuerte.
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H X H+^ + X-
Enlace fuerte
Ácido débil
HF << HCl < HBr < HI
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1.4.- Teoría de Lewis
Ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones Base de Lewis es una sustancia que ceder un par de electrones
H+^ + OH••• •••- H O•••• H acid base
N• • H
H
H
H+^ +
acid base
N H
H
H
H
N H
H
H
acid base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H
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2.- Equilibrios ácido-base en disolución acuosa 2.1.- La disociación del agua. escala de pH
O
H
H + O
H
H O
H
[ H^ H^ ] + + H^ O-
H 2 O ( l ) H+^ ( aq ) + OH-^ ( aq )
H 2 O + H 2 O H 3 O +^ + OH-
base ácido conjugado
Autoionización del agua^ Autoionización del agua
Anfótero
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H 2 O ( l ) H+^ ( aq ) + OH-^ ( aq ) Kc = [H
+ ][OH-^ ]
[H 2 O] [H^2 O] = constante Kc [H 2 O] = Kw = [H+^ ][OH-^ ]
Producto iónico del agua ( Kw ) es el producto de la concentraciones molares de los iones H +^ y OH-^ a una temperatura determinada.
A 25^0 C
Kw = [H+^ ][OH-^ ] = 1.0 x 10 -^14
[H+^ ] = [OH-]
[H+^ ] > [OH-]
[H+^ ] < [OH-]
La disolución es neutral ácida básica
Producto iónico del agua^ Producto iónico del agua
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La escala de pHLa escala de pH
pH = - log [H+^ ]
[H+^ ] = [OH-]
[H+^ ] > [OH-]
[H+^ ] < [OH-]
La disolución es neutra ácida básica
[H+^ ] = 1 x 10- [H+^ ] > 1 x 10- [H+^ ] < 1 x 10-
pH = 7 pH < 7 pH > 7
A 25^0 C
pH [H+^ ]
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2.2.- Ácidos y bases fuertes
Ácidos fuertesÁcidos fuertes
Electrolitos fuertes que existen en disolución acuosa sólo como iones
HCl ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + Cl-^ ( aq )
HCl, HI, HBr,HNO 3 , HClO 3 , HClO (^4)
HNO 3 ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + NO 3 -^ ( aq )
pH = -log [H+^ ] = -log [H 3 O +^ ] = -log(0.002) = 2.
Inico
Fin
0.002 M
0.0 M 0.002 M 0.002 M
0.0 M 0.0 M
Calcule el pH de una disolución 2 x 10 -3^ M de HNO 3.
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Bases fuertesBases fuertes
Calcule el pH de una disolución 1.8 x 10 -2^ M de Ca(OH) (^2)
Ca(OH) 2 ( s ) Ca2+^ ( aq ) + 2OH-^ ( aq )
Inicio
Fin
0.018 M
0.0 M 0.018 M 0.036 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.
O 2-(ac)+H 2 O (l) 2OH -^ ( aq )
NaOH ( s ) H^2 O Na+^ ( aq ) + OH-^ ( aq )
H - (ac)+H 2 O(l) H 2 (g) + OH-^ ( aq ) N3-(ac)+3H 2 O(l) NH 3 (g) + 3OH-^ ( aq )
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2.3.- Ácidos débiles
HF ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + F-^ ( aq )
Los ácidos débiles son electrolitos débiles
Ácido fuerte Ácido débil
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HA ( aq ) + H 2 O ( l ) H 3 O +^ ( aq ) + A-^ ( aq )
Constante de disociación ácida,^ Constante de disociación ácida, KK (^) a^ a
HA ( aq ) H+^ ( aq ) + A-^ ( aq )
Ka = [H
+ ][A-]
[HA]
Ka del ácido^ fortaleza
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¿Se puede usar la aproximación? Ka << 1 0.50 – x ≈ 0.
Cuando x es menor que el 5% del valor del que se resta.
x = 0.019 0.019 0.50 MM x 100% = 3.8%
Menor que 5% Aproximación OK.
Calcule el pH de una disolución 0.05 M de HF (a 25^0 C). Ka ≈ x
2 0.05 = 7.1 x 10^
-4 (^) x = 0.006 M
0.006 M 0.05 M x 100% = 12%^
Mayor que 5% Aproximación NO OK.
X se debe calcular a partir de la ecuación de segundo grado.
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¿Cómo resolver los problemas de ionización de ácidos débiles?
- Identificar las especies que pueden afectar al pH.
- En la mayoría de los casos se puede ignorar la autoionización del agua.
- Ignorar [OH - ] ya que se pueden calcular a partir de [H+^ ].
- Expresar las concentraciones de todas las especies en equilibrio en función de la concentración inicial de ácido y de una sola incógnita, x.
- Escribir Ka en términos de las concentraciones en el equilibrio. Calcular x por el método de aproximación, si es correcto y si no resolviendo la ecuación de 2º grado.
- Calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio.
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porcentaje ionización = concentración ácido ionizado en el equilibrioconcentración inicial de ácido x 100%
Para un ácido monoprótico HA
Porcentaje ionización =
[H+^ ]
[HA] 0 x 100%
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Ácidos polipróticosÁcidos polipróticos
Si K (^) a1 >> Ka2 con una diferencia mayor que un factor de 10 3 se puede tener una estimación del pH de una disolución de ácido poliprótico considerando sólo Ka
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2.5.- Relación entre Ka y Kb
HA ( aq ) H+^ ( aq ) + A-^ ( aq) A-^ ( aq ) + H 2 O ( l ) OH-^ ( aq ) + HA ( aq)
Ka Kb H 2 O ( l ) H+^ ( aq ) + OH-^ ( aq ) Kw
Ka Kb = Kw
Para un ácido débil y su base conjugada
Ka = KKw b
Kb = (^) KKw a pKa =-logK (^) a pKb =-logKb pKa +pKb =pKw=14, Química 1º ITA/rmt/Curso2004-
2.6.- Propiedades ácido-base de las sales
Sal es un compuesto iónico formado por la reacción entre un ácido y una base
Electrolitos fuertes son sustancias se disocian completamente en agua
Hidrólisis de una sal es la reacción de un anión o un catión de una sal o de ambos con el agua
¡La hidrólisis afecta al pH de la disolución!
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Sales que producen disoluciones neutras
Sales contienen catión de un metal alcalino o alcalino-térreo (excepto Be 2+) y la base conjugada de un ácido fuerte ( e.g. Cl-^ , Br -^ , and NO 3 -^ ).
NaCl ( s ) H^2 O Na+^ ( aq ) + Cl -^ ( aq )
Sales que proceden de la reacción de un ácido fuerte y una base fuerte
NaNO 3 ( s ) H^2 O Na+^ ( aq ) + NO 3 –^ ( aq )
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CH 3 COONa ( s ) H^2 O Na+^ ( aq ) + CH 3 COO -^ ( aq ) CH 3 COO -^ ( aq ) + H 2 O ( l ) CH 3 COOH ( aq ) + OH-^ ( aq )
Sales que producen disoluciones básicas
Sales que proceden de la reacción de una base fuerte y un ácido débil
Kb = [CH^3 COOH][OH
- ]
[CH 3 COO - ]
La constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis es la constante de ionización de la base débil
Porcentaje hidrólisis =
[OH-] (^) eq [CH3COO - ] 0
x 100%
Disociación
Hidrólisis
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¡La hidrólisis afecta al pH de la disolución!
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2.7.- Disoluciones amortiguadoras
Disoluciones amortiguadoras son disoluciones que resisten los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos o de bases.
Contienen una especie ácido que neutraliza completamente a los iones H+ y una especie básica que neutraliza completamente a los iones OH-.
Un par conjugado ácido débil-base débil forma una disolución amortiguadora que se puede preparar mezclando un ácido débil o una base débil con una sal del ácido o las base.
P.e.
CH 3 COOH/CH 3 COONa NH 3 /NH 4 Cl
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Acción de una disolución amortiguadora^ Acción de una disolución amortiguadora
Adición de ácido H+^ ( aq ) + X-^ ( aq ) HX ( aq ) Adición de base
HX ( aq ) + OH -^ ( aq ) H 2 O ( l ) + X-^ ( aq )
Ka = [X
- ][H+ ]
[HX] [H
Si [HX]o≈[X -^ ] entonces [HX]≈[X-^ ] y, por tanto, [H +]=Ka
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Capacidad amortiguadora Cantidad de ácido o base que el amortiguador puede neutralizar antes que el pH comience a cambiar en una medida apreciable
pH=pKa+log [base] [ácido]
Ecuación de Henderson-Hasselbach
Se puede utilizar si se desprecian las concentraciones de ácido y base de amortiguador que se ionizan. En este caso se utilizan concentraciones iniciales de los componentes del amortiguador.
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