acidosybasesnaturales 1a parte

1

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE (1ra parte)

BibliografBibliografíía: a: ““Principios de QuPrincipios de Quíímicamica””-- P. P. AtkinsAtkins y L. y L. JonesJones..““QuimicaQuimica GeneralGeneral““-- R. R. PetruciPetruci, , W.SW.S. . HarwoodHarwood y y F.HerringF.Herring..““QuQuíímica la Ciencia Centralmica la Ciencia Central””-- T.BrownT.Brown, , H.LemayH.Lemay y B. y B. BurstenBursten..""QuimicaQuimica" R. Chang. " R. Chang.

CCáátedra de Introduccitedra de Introduccióón a la Qun a la Quíímica mica –– Ciencias Naturales (UNLP)Ciencias Naturales (UNLP) EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

Teorías ácido-base

ArrheniusBrønsted y Lowry

Lewis

Buscan relacionar las propiedades de los compuestos

con su composición y estructura.

TEORÍAS ÁCIDO -BASE

Svante Arrhenius (1884)

Ácido: Sustancia que, al disolverse en agua, libera H+

HCl H+ + Cl-

Base: Sustancia que, al disolverse en agua, libera OH-

NaOH Na+ + OH-

[OH-] aumenta en la solución

[H+] aumenta en la solución


Limitaciones de la Teoría de Arrhenius

Contempla sólo soluciones acuosas

Las sustancias deben tener H u OH en su composición

Fallas:Hay sustancias que no poseen OH en su composición y se comportan como bases.

Los H+ no están “libres” en el agua (fuerzas ión-dipolo)

Conclusión:Hay que tener en cuenta el solvente


Johannes Brønsted y Thomas Lowry (1923)

Ácido: dador de H+

Base: aceptor de H+El H+ se transfiere del ácido a la base

HCl + H2O H3O+ + Cl-

a b Ion hidronio

HF + H2O H3O+ + F-

a b


NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac)

b a

b aO2- + H2O 2 OH-

H2O

2


Observaciones respecto a la teorObservaciones respecto a la teoríía de a de BronstedBronsted--LowryLowry::

Reacción ácido-base = transferencia de H+.

No se restringe a soluciones acuosas.

Un ácido debe tener H en su composición (que pueda perder como H+).

Una base debe tener un par de electrones libres (que pueda utilizar para formar el enlace con el H+).

Una base no “necesita” tener OH en su composición.

El agua actúa como ácido frente a una base y como base frente a un ácido (anfótero, sustancia anfotérica o anfiprótica).

PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOS

En un equilibrio ácido-base, hay transferencia de protones en ambas direcciones de la reacción.

HA + H2O A- + H3O+

a b ab

Pares ácido-base conjugadosdifieren en un Hdifieren en un H++


En general:Todo ácido tiene asociado una base conjugada que se

origina cuando el ácido transfiere un protón a otra base. Ej. H2O/ OH-

Ácido base conjugadadona H+

Toda base tiene asociado un ácido conjugado que se origina cuando la base acepta un protón. Ej. H2O/H3O+;

NH3/ NH4+

Base ácido conjugadoacepta H+

PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOSEjercicios:

b ba a

Pares conjugados: NH3/ NH4+ H2PO4

- / HPO42-

2.- Demostrar que el HCO3- es una sustancia anfotérica en

disolución acuosa.

b ba a

Pares conjugados:Pares conjugados:

H2O/ OH-HCO3-/ H2CO3

H2O/ H3O+HCO3-/ CO3

2-

a abb

1.- Identificar: ácidos y bases en reacción directa e inversa y pares conjugados.

NH3 + H2PO4- NH4

+ + HPO42-

HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

HCO3- + H2O CO3

2- + H3O


3.- ¿Cuál es la base conjugada de c/u de los siguientes ácidos?

HClO2, H2S, HNO2, HSO3-

4.- ¿Cuál es la ácido conjugado de c/u de las siguientes bases?

HSO3-, Br-, PO4

3-, NO2-

FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES

Fuerza de un Fuerza de un áácido:cido: determinada por la mayor o menor tendencia a ceder H+.

Acido fuerte:Acido fuerte:Se disocia totalmente.

HA + H2O A- + H3O+

Transfiere totalmente su H+ al agua (base).Su base conjugada es extremadamente débil.

3


Acido dAcido déébil:bil:

Se disocia parcialmente.

HA + H2O A- + H3O+

Ka = [A-][H3O+][HA]

Sólo una fracción de HA transfiere el H+ al agua (base).Su base conjugada tiene cierta tendencia a aceptar H+.


Fuerza de una base:Fuerza de una base: determinada por la mayor o menor tendencia a aceptar H+.

Bases fuertesBases fuertes Hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos.

NaOH Na+ + OH-

Se disocian completamente.Su ácido conjugado es extremadamente débil.

Bases dBases déébilesbiles B + H2O BH+ + OH-

Kb = [BH+][OH-][B]Se disocian parcialmente.

Su ácido conjugado tiene cierta tendencia a ceder H+


“Cuanto más fácilmente un ácido cede un H+, más difícil será que su base conjugada lo acepte”

HA + H2O A- + H3OFácil Difícil

Análogamente: “Más fuerte la base ( > tendencia a aceptar H+) más débil su ácido conjugado (< tendencia a cederlo).

Conclusión:

Más fuerte el ácido, más débil su base conjugada.

B + H2O BH+ + OH-

Fácil Difícil


HA + H2O A- + H3O+

a b abSi HA es más fuerte que H3O+, el equilibrio se desplaza

En toda reacción ácido-base la posición del equilibrio favorece la transferencia del H+ del ácido más fuerte a la base más fuerte (o en otras palabras, de la especie fuerte a la débil del par ácido-base)

Si HA es más débil que H3O+, el equilibrio se desplaza

Para poder aplicar esta generalización se requiere tabular ácidos y bases según su fuerza relativa.

FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASES EN AGUACIDOS y BASES EN AGUA

Ácido muy débil

Ácidos débiles

Ácido más fuerte que puede existir en agua

ácido muy fuertes 100 % ionizados en agua

Bases muy débil, no reaccionan con agua.

Bases débiles

Base más fuerte que puede existir en agua.

Bases muy fuertes 100 % protonadas en agua.


Son Son áácidos fuertes:cidos fuertes:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

HCl H+ + Cl-

HClO4HI HBrHClH2SO4 HNO3

Se encuentran por encima del H3O+ ∴ transfieren totalmente sus H+ al agua (base).

Sus bases conjugadas no tienen tendencia a tomar H+.

Características:

¿ Que extraemos de la tabla?

( F.ácida relativa: se determina en un solvente menos básico que el agua, por ej Et-O-Et)

4


Bases muy fuertes: aquellas ubicadas por debajo del OH-.

Características:Son aceptores fuertes de H+

Reaccionan con agua (ácido) para dar OH-.

NH2- + H2O NH3 + OH-

S2- + H2O HS- + OH-

La reacción inversa no ocurre


¿Que ocurre en la zona intermedia?

Ácidos débiles

Bases débiles

Más fuerte el ácido, más débil su base conjugada

1- Comparar HNO2 con HClO

Fuerza ácida:HNO2 > HClO

Por ejemplo:

2.- ¿Hacia donde se encuentra desplazado el equilibrio en las siguientes reacciones de transferencia de H+?. Justifiquea) PO4

3-(ac) + H2O(l) HPO42-(ac) + OH- (ac)

b) NH4+(ac) + OH-(ac) NH3(ac) + H2O(l)

Fuerza base conjugada:NO2

- < ClO-

HPO42-

PO43-

b ba a

a b ab

SIGNIFICADO DEL VALOR DE Ka y Kb

HAc + H2O Ac- + H3O+

Ejemplo: ácido acético H3C-COOH (HAc)

El valor de Ka indica la magnitud de la fuerza relativa de HA

6,8x10-4HF4,5x10-4HNO2

4,9x10-10HCN3,0x10-8HClO1,8x10-5HAc

Ka (25ºC)Ácido débil

Ka = [Ac-][H3O+][HAc]

> Proporción de HA.

B + H2O BH+ + OH-

b a ba

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Moléculas con pares libres (sobre átomos de N)Aniones de ácidos débiles (bases conjugadas)

3,3x10-7ClO-

1,8x10-4CO32-

1,7x10-9Py

1,8x10-5NH3

KbBase débil

CO3 2- + H2O HCO3

- + OH-

SIGNIFICADO DEL VALOR DE Ka y Kb

Kb = [BH+][OH-][B]

El valor de Kb indica la magnitud de la fuerza relativa de B

> Proporción de B.

AUTOIONIZACIAUTOIONIZACIÓÓN DEL AGUAN DEL AGUA

El agua pura es mal conductor de la corriente eléctrica.Se ioniza en una proporción mínima.

H2O H+ + OH-

2H2O H3O+ + OH-

KwKw = [H= [H33OO++][OH][OH--]]

KwKw = [H= [H++][OH][OH--]]

Kw = 10-14 a 25ºC

Constante del Producto Constante del Producto iióónico del aguanico del agua


KwKw = [H= [H++][OH][OH--]]

H2O H+ + OH- Kw = [H+]2 = [OH-]2

[H+] = [OH-] = [Kw]1/2

[H+] = [OH-] = (10-14)1/2 = 10-7 M, a 25ºC

10-7 M = 0,0000001 M

En el agua pura, se disocia 1 molécula de cada 5,6x108

10-7 moles/litro 1 litro de H2O ≈ 56 moles

En una solución neutra [H+] = [OH-]

5


¿Que ocurre si al agua pura le agregamos un ácido?

b1a1a2 b2

∴ para mantener Kw constante, debe disminuir [OH-].

Aumenta la [H+]

En una solución ácida [H+] > [OH-]


¿Que ocurre si al agua pura le agregamos una base?

∴ debe disminuir [H+] para mantener Kw constante.Aumenta la [OH-]

b1 a1a2 b2

En una solución básica [H+] < [OH-]

LA ESCALA DE PHLA ESCALA DE PH

Como las concentraciones de H+ y OH- son generalmente muy bajas se utiliza una escala logarítmica de concentraciones.

pH = pH = -- loglog [H[H++]]Recordar:

y = log x <=> x = 10y

[H[H++]] = 10= 10--pHpH

pOH = - log [OH-],[OH-] = 10-pOH

Se define la función p como: p (x) = - log x

Si x = H+, entonces

Análogamente:Si x = OH-


Kw = [H+][OH-]

- log Kw = - log [H+] – log [OH-]

- log (10-14) = pH + pOH

14 = pH + 14 = pH + pOHpOH a T = 25a T = 25ººCC

NeutroNeutroIncrementa la basicidadIncrementa la basicidadIncrementa la acidezIncrementa la acidez


pH + pH + pOHpOH = 14= 14 a T = 25a T = 25ººCC !!!!

<7>7>10-7<10-7básica

>7<7<10-7>10-7ácida

7710-710-7neutrapOHpOHpHpH[OH[OH--]][H[H++]]Tipo de soluciTipo de solucióónn

En conclusión:

CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pH

ÁÁcidos fuertes:cidos fuertes: HA H+ + A-

[H+] = [A-] = CHA

Es necesario conocer [H+] en la solución.

Ejemplo: HClO4 0,040 M [H+] = 0,040 pH = 1,40

Bases fuertesBases fuertes MOH M+ + OH-

M(OH)2 M2+ + 2OH-

[OH-] = CMOH

[OH-] = 2CM(OH)2

[H+] = Kw/[OH-] o pH = 14 - pOH

Ejemplo: Ca(OH)2 0,020 M [OH-] = 0,040 M

pOH = 1,40 pH = 12,60

6

Inicial (M) CHA 0,00 0,00

Equilibrio(M) CHA - X X X

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)


Ka =[H+][A-]

[HA]

[H+] = [A-] = X

Si Ka << 1 => CHA >> XX2

Ka ≈CHA

X2 = Ka.CHA => X = (Ka.CHA)1/2

a) Aproximación:

CHA-X ≈ CHA

XCXKa

HA

2

−=

[H[H++] = (] = (Ka.CKa.CHAHA))1/21/2

[H+] aumenta con CHA y con Ka (y el pH disminuye).

ÁÁcidos dcidos déébilesbiles

Cuando X es < que el 5% del valor del cuál es sustraído ∴

Determinar el valor de X empleando la ecuación cuadrática.

¿Cuándo es válida la aproximación?

100.C

]H[HA

+

Se debe determinar la relación:

Si es menor que el 5%

Fue correcto emplear la aproximación

En caso contrario:En caso contrario:

Ka = X2

0,122 - X

Ka ≈X2

0,122= 5,7 x 10-4

Ka << 1

X2 = 6,95 x 10-5 X = 0,0083 M

Ka (CHA – X) = X2 X2 + KaX – KaCHA = 0

b) Empleo de la ecuación cuadrática

aX 2 + bX + c =0a2

ac4bbX2 −±−

=

Inicial (M) 0,122 0,00 0,00Equilibrio(M) 0,122 -X X X

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Ejemplo:Ejemplo: Determinar el pH de una solución 0,122 M de un ácido HA (Ka = 5,7 x 10-4, T = 25ºC).).

0,122 – X ≈ 0,122 ????=>

X1

X2

XCXKa

HA

2

−=

X = [H+] → pH

Ka =x2

0,122 - x= 5,7 x 10-4

x2 + 57.10-5 x – 6,95.10-5 = 0

[H+] = X = 0,0081 M pH = -log[H+] = 2,09

X1= 0,0081

X2 = - 0,0081aacbbx

242 −±−

=

0,0083 M0,122 M x 100% = 6,8% Valor mayor que 5%Valor mayor que 5%

No se puede emplear la No se puede emplear la aproximaciaproximacióón!!n!!

Ejercicio:Ejercicio: Determinar el pH de una solución 0,5 M de HA (Ka = 7,1 x 10-4, T = 25ºC). ( Rta: pH = 1,72)

Comparemos con HCl 0,122 M: pH = - log 0,122 = 0,91

CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pHBases dBases déébilesbiles

B + H2O BH+ + OH- Kb = [BH+][OH-][B]

CB 0 0CB – X X X Kb = X2

CB - X

Kb (CB – X) = X2 X2 + KbX – Kb CB = 0

[OH-] = X

Si Kb << 1 => CB >> X X2Kb ≈ CB

X2 = Kb.CB => X = (Kb.CB)1/2

[OH[OH--] = (] = (KKbb.C.CBB))1/21/2 Regla del 5% determina la validez de la aproximación

[OH-] aumenta con CB y con Kb (y el pH aumenta)[OH[OH--] = (] = (KKbb.C.CBB))1/21/2pOHpOH

ÁCIDOS Y BASES

Ejemplo: NH3 0,15 M Kb = 1,8x10-5

Kb = X2

CB - XX2

Kb ≈ CB

[OH-] = X

[OH-] = (1,8x10-5 . 0,15)1/2

[OH-] = 1,6x10-3 pOH = 2,80 pH = 11,20pH = 11,20

Comparando con NaOH 0,15 M

pOH = - log 0,15 = 0,82 pH = 13,18

X = (Kb.CB)1/2


NH3 + H2O NH4+ + OH-

CB 0 0CB – X X X

Si Kb << 1 => CB >> X

7

HA A- + H+

[A-]CHA

α = [H+]CHA

α =

(CHA. Ka)1/2

CHAα =

Ka 1/2

CHA=

A mayor Ka, mayor αA mayor CHA, menor α

Porcentaje de ionizaciPorcentaje de ionizacióón: n: αα%% = = αα x 100x 100

Pero:[H+] y [A-] aumenta a mayor CHA.

GRADO DE IONIZACIGRADO DE IONIZACIÓÓN (N (αα) DE UN ) DE UN ÁÁCIDO O BASE DCIDO O BASE DÉÉBILBIL

Molaridad del Molaridad del áácido (pH)cido (pH)

Porc

enta

je d

e io

niza

ciPo

rcen

taje

de

ioni

zaci

óó nn

αα = fracci= fraccióón de n de mmóóleculasleculasque se ionizan.que se ionizan.

Ejemplo: Hac, Ka= 1,8x10-5

0,74 %2,642,3x10-30,30 M

2,4 %3,137,3x10-40,03 Mα%pH[H+]CHA

[BH+]CB

α = [OH-]CB

α =

(CB. Kb)1/2

CBα =

Kb1/2

CB=

Análogamente, para una base débil:B + H2O BH+ + OH-

GRADO DE IONIZACIGRADO DE IONIZACIÓÓN (N (αα) DE UN ) DE UN ÁÁCIDO O BASE DCIDO O BASE DÉÉBILBIL

ÁÁCIDOS POLIPRCIDOS POLIPRÓÓTICOSTICOS

::Poseen más de un H+ ionizable

H2A HA- + H+

HA- A2- + H+

Ka1= [HA-][H+][H2A]

Ka2 = [A2-][H+]

[HA-]Ka1 > Ka2

H2SO3 Ka1= 1,7x10-2 Ka2= 6,4x10-8

H2SO4 Ka1= →∞ Ka2= 1,2x10-2

H3PO4 Ka1= 7,6x10-3 Ka2= 6,2x10-8 Ka3= 2,1x10-13

RELACIRELACIÓÓN ENTRE Ka y N ENTRE Ka y KbKb DE PARES CONJUGADOSDE PARES CONJUGADOS

HA + H2O A- + H3O+ Ka = [A-][H3O+][HA]

A- + H2O HA + OH- Kb = [HA][OH-][A]

2H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-]

Par conjugado: HA/A-

KwKw = = KaKa xx KbKb

Análogamente para par conjugado: B/BH+

Recordar Regla de Equilibrios Recordar Regla de Equilibrios MMúúltiples estudiada en ltiples estudiada en

equilibrio quequilibrio quíímico!!!mico!!!

RELACIRELACIÓÓN ENTRE Ka y N ENTRE Ka y KbKb

Ka x Ka x KbKb = = KwKw

- log Ka – log Kb = - log Kw

pKa + pKb = pKw

pKa + pKb = 14

6,8x10-4HF

5,6x10-11HCO3-

5,6x10-10NH4+

1,8x10-5HAc

Ka (25ºC)Ácido

a 25ºC !!

1,5x10-11F-

1,8x10-4CO32-

1,8x10-5NH3

5,6x10-10Ac-

Kb (25ºC)Base

ESTRUCTURA MOLECULAR Y CÁRACTER ÁCIDO - BASE

Un compuesto de fórmula XOH

Puede ser un ácido:

Puede ser una base:

XOH XO- + H+

XOH X+ + OH-

¿ Qué determina su comportamiento?

X = metal X - O - H

e-

X+ + OH-

X - O - H

e-

X = no-metal XO- + H+

base

ácido

Las propiedades de X

8

FACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDO

HidrHidráácidoscidos H-X H+ + X-

1- Fuerza del enlace H-X

A mayor n, el solapamiento es menos eficiente.

A mayor n, mayor longitud de enlace, menor fuerza de

enlace y mayor fuerza ácida.

2- Electronegatividad de X

1- Fuerza del enlace H - X:

¿Por qué?

Factor determinante cuando X son del mismo grupo

Factor determinante cuando X son del mismo período.

Solapamiento de orbitales: 1s (de H) y np(de X).


2- Electronegatividad de X:

A mayor electronegatividad, mayor polaridad de enlace H-X.

Mayor tendencia a perder el H como H+.

Fuerza ácida en un período:

H2O < H2S < H2Se

Fuerza ácida en un grupo:

HF < HCl< HBr < HI

H2S < HClH2O < HF

ÁCIDOS Y BASES

Oxácidos Se caracterizan por tener enlaces del tipoX – O – H y X = O


H+ ácido (elevada polaridad del enlace O-H)

OO

O PO P OO

OO

H H

H

OO

PP OO

OO

H H

H

H3PO4: H3PO3:

¿¿QuQuéé factores favorecen la polaridad del enlace Ofactores favorecen la polaridad del enlace O--H?H?

a) Elevada electronegatividad de X

b) Elevado Nº de oxígenos no-protonados (O terminales)

ÁCIDOS Y BASES

a) En una familia de oxácidos con igual número de átomos de oxígeno:


> Electronegatividad de X > fuerza > Electronegatividad de X > fuerza áácidacida

pKa: 7,53 8,69 10,64

E.N: Cl > Br > I

Recordar: > Ka ⇒ < pKa

ÁCIDOS Y BASESFACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDOb) Para oxácidos con el mismo átomo central X

Por diferencia de EN los enlaces se polarizan:

O = X – O - + H+

Efecto inductivo Resonancia

O = X – O – H

Más importante es el efecto inductivo de polarización del enlace O-H terminal.

El oxoanión resultante posee mayor número de estructuras contribuyentes al híbrido de resonancia.

> N> Nºº de oxde oxíígenos genos nono--protonadosprotonados, ,

> F. > F. áácidacida

A mayor Nºoxígenos no-protonados:

Predicción de la Fuerza Ácida Relativa (FAR) de Oxácidos

Reglas de Reglas de PaulingPauling

Para determinar el número de oxígenos no protonados:

2- Determinar el Nº de átomos de O que rodean a X (m).3- Determinar el Nº de H unidos a O (n).4- Determinar el Nº de O no-protonados (m-n).

H3BO3Muy débil10-70H3PO4, HNO2Débil10-21HNO3, H2SO4Fuerte1032HClO4Muy fuerte1083

ejemplosfuerza ácidaKaFAR

O = X – O – H 1- Dibujar la estructura de Lewis.

9

ComparaciComparacióón de n de áácidos de igual FARcidos de igual FAR

Ejemplo: FAR (H2SO4) = FAR (H2SeO4) = 2

E.N. (S) > E.N. (Se) O = X – O – H

A mayor EN de X, mayor fuerza ácida

La acidez de los oxácidos disminuye al bajar en el grupo del no-metal central.

La acidez de los hidrácidos aumenta al bajar en el grupo del no-metal.

Para tener en cuenta:

Recordar

Predicción de la fuerza ácida relativa (FAR) de OxoanionesOxoaniones de de áácidos cidos poliprpolipróóticosticos

Sabemos que Ka1 > Ka2 > Ka3

Por lo tanto, la FAR de un oxoanión protonado debe ser menor que la del ácido del que proviene.

FAR (anión) = FAR (ácido) + carga del oxoanión

Ejemplo: FAR (H2SO4) = 2FAR (HSO4

-) = 2 + (- 1) = 2-1=1

¿Cuál será la FAR de:H3PO3 y H2PO3

-?

OO

PP OO

OO

H H

H

Predicción de la fuerza ácida relativa (FAR) de OxoanionesOxoaniones de de áácidos cidos poliprpolipróóticosticos

Débil10-21H3PO4

Muy débil10-71-1 = 0H2PO4-

Ninguna10-171-3 = -2PO4-3

Extremadamente débil10-121-2 = -1HPO4-2

Características ácidasKaFAREjemplos

TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS

ÁÁcido de cido de LewisLewis: aceptor de un par de electrones (A)Base de Base de LewisLewis: donador de un par de electrones (B:)

ÁÁcidos de cidos de LewisLewis: Especies con déficit electrónicoOcteto incompleto (Ej: BF3)Cationes metálicos ( Ej: Cu2+, Ag+)Enlaces múltiples (Ej: CO2)

Bases de Bases de LewisLewis::Moléculas neutras con pares de electrones libres (NH3, H2O)Aniones (OH-, S2-, Cl-)

A + :B A-BCompuesto de adición

o aducto.

Enlace covalente


N H••

H

H

H+ +ÁÁcidocido de Lewisde Lewis

Base de LewisBase de Lewis

N H••

H

H

F B

F

F

+ F B

F

FN HH

H

Ejemplos: H+ + NH3 → NH4+

ÁÁcidocido de Lewisde Lewis Base de LewisBase de Lewis

N HH

H

H

+

BF3 + NH3 → BF3 - NH3


OH- + CO2 → HCO3-

ÁÁcidocido de Lewisde Lewis


Notar: La Teoría de Lewis es más amplia que la de Brønsted-Lowry > cantidad de sustancias son ácidas (no necesariamente deben tener H).

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TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWISAplicaciAplicacióón importante de la teorn importante de la teoríía:a: formación de iones complejos:

Co3+ +

H

NH

H6

H3N

3+NH3

NH3

NH3

H3N

NH3

Co3+ + 6 NH3→ [Co(NH3)6]3+ (complejación)

Mn+ :B Mn+ B

Por ejemplo:

ÁÁcidocido de Lewisde Lewis



Al3+ + 6 H2O → [Al(H2O)6]3+

Mn+ OH

H

Si la base de Lewis es agua el proceso se denomina hidratación.

Ion metálico hidratado

Por ejemplo:

Mn+ OH

H


Base: Arrhenius →Brønsted y Lowry →LewisÁcido: Arrhenius →Brønsted y Lowry →Lewis

La inversa no se cumple!La inversa no se cumple!

Tener en cuenta que: Las sales se comportan como electrolitos fuertes.

NaCl Na+ + Cl-

CA C+ + A-

catión de la base anión del ácido

Los iones constituyentes de la sal pueden comportarse como áácidoscidos o como basesbases.

Pueden reaccionar con el aguaagua.

Este tipo de reacciones se denomina HidrHidróólisislisis.

Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas

ÁCIDOS Y BASES

Al disolver una sal en agua, la solución puede resultar ácida, básica o neutra.

Para predecir el “resultado” hay que analizar las propiedades de:

El áácidocido del que deriva el anianióónn.La basebase de la que deriva el caticatióónn.

Según las propiedades ácido-base de los iones constituyentes de la sal, el pH de la solución salina serádiferente.

Asi, podemos analizar diferentes casos o tipos de reacciones de hidrólisis.

Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas ÁCIDOS Y BASES

AniAnióón de un n de un áácido fuertecido fuerte A- + H2O HA + OH-

La reacción está completamente desplazada hacia la izquierda.

A- no se comporta como una base frente al agua(su fuerza como base es despreciable)

1.1.--Sales que producen Sales que producen disoluciones neutrasdisoluciones neutras

Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas

Proceden de: Proceden de: áácido fuerte y base fuerte, cido fuerte y base fuerte, ejej: : NaClNaCl, , KClKCl, etc., etc.

HA A- + H+

La reacción inversa ← no ocurreAc fuerteAc fuerte

11

ÁCIDOS Y BASES

No ocurre reacción de hidrólisis.

No se altera la concentración de OH- ni de H+.(El pH = 7).

ConclusiConclusióónn:: En sales de ácidos y bases fuertes

CatiCatióón de una n de una base fuerte base fuerte

La reacción está completamente desplazada hacia la izquierda.

BH+ no se comporta como un ácido frente al agua(su fuerza como ácido es despreciable).

BH+ + H2O B + H3O+

B + H2O BH+ + OH-Base fuerteBase fuerte

La reacción inversa ← no ocurre

ÁCIDOS Y BASES

HA A- + H+

A- + H2O HA + OH-

El equilibrio está desplazado

La reacción de hidrólisis genera OH- en la solución.(pH > 7 ⇒ [OH-] > [H+])

2.2.--Sales que producen Sales que producen disoluciones bdisoluciones báásicassicas

Ac dAc déébilbil

Proceden de: Proceden de: áácido dcido déébil y base fuerte. bil y base fuerte. EjEj: : NaNONaNO22, , KAcKAc, etc., etc.

CatiCatióón de base fuerte:n de base fuerte: no experimenta hidrno experimenta hidróólisislisis

¿Qué ocurre con el anión del ácido débil:

AniAnióón del n del áácido dcido déébilbil

A- se comporta como una base frente al agua

Kh = [HA][OH-][A-]

Observar!!! KhKh = = KbKb

Cuanto más débil es el ácido (< Ka), la reacción de hidrólisis ocurre en mayor extensión.

A- + H2O HA + OH-

Kh = KwKa

Kh x Ka = Kw

Constante de hidrConstante de hidróólisislisis

Sabemos: Kb x Ka = Kw

ÁCIDOS Y BASES

BH+ + H2O B + H3O+CatiCatióón de la n de la base dbase déébilbil

se comporta como un ácido frente al agua

El equilibrio está desplazado

La reacción de hidrólisis genera H3O+ en la solución.(pH <7 ⇒ [H+]) > [OH-] ).

B + H2O BH+ + OH-

3.3.--Sales que producen Sales que producen disoluciones disoluciones áácidascidas

AniAnióón de n de áácido fuerte:cido fuerte: no experimenta hidrno experimenta hidróólisislisis

¿Qué ocurre con el catión de la base débil?

Proceden de: Proceden de: áácido fuerte y base dcido fuerte y base déébil. bil. EjEj: NH: NH44NONO33

Base dBase déébilbil

BH+

ÁCIDOS Y BASES

Kh = Constante de hidrólisis

Observar!!! KhKh = Ka= KaKh x Kb = Kw Kh = Kw

Kb

Cuanto más débil es la base (< Kb), la reacción de hidrólisis ocurre en mayor extensión.

Kh = [B][H3O+][BH+]

BH+ + H2O B + H3O+

Ka x Kb = Kw

Al(H2O)63+(ac) + H2O Al(OH)(H2O)5

2+(ac) + H3O+(ac)

Las soluciones acuosas de cationes metálicos pequeños altamente cargados (Fe3+, Fe2+, Al3+, Ni2+ etc) son son áácidascidas (pH < 7).

Por ejemplo: solución acuosa de AlCl3Al3+ + 6 H2O → [Al(H2O)6]3+

Hidrólisis

12

BH+ + H2O B + H3O+

BHA BH+ + A-

A- + H2O HA + OH-

?

4.- Sales con catión de base débil y anión de ácido débil Ej: NH4NO2, NH4CN

pH > 7 o pH < 7 ?????

Para decidir se deben comparar las Kh de ambas reacciones o las constantes Ka y Kb.

ÁCIDOS Y BASESEjemplo NH4CN NH4

+ + CN-

CN- + H2O HCN + OH-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Kh (CN-) > Kh (NH4+)

Ka (HCN) < Kb(NH3)pH >7, solución básica

2,0 x 10-5== −

−

10

14

10.9,410)Kb(Kh

5,6 x 10-10== −

−

5

14

10.8,110)Ka(Kh

KaKw)Kb(Kh =

KbKw)Ka(Kh =

ÁCIDOS Y BASES

Ejemplo: NH4NO2 NH4+ + NO2

-

NO2- + H2O HNO2 + OH-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Ka = 4,5 x 10-4

Kb = 1,8 x 10-5

5,6 x 10-10

Kh (NH4+) > Kh (NO2

-)

Kb(NH3) < Ka (HNO2)pH < 7, solución ácida

2,2 x 10-11==KaKw)Kb(Kh

==KbKw)Ka(Kh

HIDRHIDRÓÓLISIS DE DISTINTOS TIPOS DE SALESLISIS DE DISTINTOS TIPOS DE SALES

NH4Cl< 7ácidaácido fuertebase débil

NH4Ac, NH4CN????base débilácido débil

NaAc, KF> 7básicaácido débilbase fuerte

NaCl, KBr= 7neutraácido fuertebase fuerte

EjemplosEjemplospHpHSoluciSolucióónnAniAnióón den deCatiCatióón den de

En conclusiEn conclusióón:n:

Comparar constantes

ÁCIDOS Y BASES

A- + H2O HA + OH-

Kh = [HA][OH-][A-]

Kh = KwKa

Kh ≈ X2

Csal

Csal - X X X

Si Kh << 1

[OH-] ≈ (Kh. Csal)1/2

X = [OH-]

pH

BH+ + H2O B + H3O+ Kh = KwKb

Kh = [B][H3O+][BH+]

Csal-X X X

[H+] ≈ (Kh. Csal)1/2pH

Relación entre pH, Kh (Ka o Kb) y Csal

CCáálculos de pH de Soluciones Salinas (hidrlculos de pH de Soluciones Salinas (hidróólisis)lisis)

1.- Ordene las siguientes disoluciones acuosas todas de igual concentración molar en orden de pH creciente: KI, KF, HAc, HCl, NaNO2, NaNO3, HClO4, NH4Cl, HF, HNO2, NaOH, Ca(OH)2 , H2SO4.

Datos: Ka(Hac)=1,8.10-5, Ka(HF) = 6,8.10-4, Ka(HNO2) = 4,5.10-4

Ejercicios:

2.- Determine cuál o cuáles de las siguientes sales producen disoluciones ácidas: LiCl, NH4Cl, FeSO4, AlCl3, NaClO, KCN (escriba la ecuación correspondiente en cada caso).

3.- Calcule la relación H2PO4-/HPO4

2- en una célula muscular conociendo que el pH interno de la célula es 6,8. Ka2(H3PO4) = 6,2.10-8. (Rta: 2,6:1).

acidosybasesnaturales 1a parte

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