capitulo 15

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CAPjTULO 15,Acidos y basesINTRODUCCION

ALGUNOS DE LOS PROCESOS MAs IMPORTANTES DE LOS SISTEMAS QUiMI-

cos Y BIOL6GICOS SON REACCIONES ACIDO-BASE EN DISOLUCI6N ACUO-

SA.EN ESTE, EL PRIMERODE DOS CAPITULOS SOBRE LAS PROPIEDADES DE

LOS ACIDOS Y LAS BASES, SE ESTUDIAN LAS DEFINICIONES DE ACIDOS Y

BASES, LA ESCALA DE pH , LA IONlZACI6N DE ACIDOS DEBILES Y iwmsDEBILES Y LA RELACI6NENTRE LA FUERZA DE LOS ACIDOS Y LA ESTRUC-

-,

T U R A MOLECULAR. TAMBIEN SE ANALIZAN LOS 6XIDOS QUEPUED~ AC-W A R COMO ACIDOS 0 BASES.

15.1 AC iDOS Y BASES DE BR0NSTED15.2 PRO PIE D AD ES AC IDO -B A S E

DELAGUA15.3 E I p H : UNA FORMA DE MED IR

L A AC ID E Z15.4 FU ER ZA D E LO S A CiD OS

Y LAS BASES15.5 AC iDO S D EB ILES Y SU C ON STAN TE

DE ION IZAC ION AC IDA15.6 BASES D EB ILES Y SU CO N STAN TE

DE ION IZAC ION BAslCA15.7 RELAC ION ENTRE LA CON STANTE

DE AC IDEZ DE LOS AC iDOSY S US B AS ES C ON JU GA DA S

15.8 A CiD OS D IP RO TIC OSY PO LIP RO TIC O S

15.9 ES TRUC TUR A MO L ECU LARY FUERZA DE LOS AC iDOS

15.10 P RO PIE DA DE S A CiD O-B AS E D E LA SSALES

15.11 P RO PIE DA DE S A CID O-B AS E D E LO SO XIDO S Y LO S H IDR OX IDO S

15.12 AC iDOS Y BASES DE LEW IS

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598 AC ID OS Y B A S E S

15.1

Conjugado significa "unidos almismo tiempo",

L a f 6rm ula d e u na b as e co nju ga dasie mp re tie ne u n a to mo d e h id r6 ge nomenos y una c arga n eg at iv a mas (0una carga p os itiv a m en os ) q ue la

f ormula d el acido correspondiente .

P ro blema s eme ja nte ; 1 5.5 .

#ACIDOS Y BASES DE BR t2JNSTED. . . . . . . . . . . . . . . . ~ . . . '" . . . .. .. .. I .~~" lEn el capitulo 4 se definio un acido de Brensted como una sustancia capaz de donar un .~

proton, y una base de Brensted, como una sustancia que puede aceptar un proton. En gene..ral, estas definiciones son adecuadas para analizar las propiedades y reacciones de los a c i -dos y las bases.Una extension de la definici6n de Bransted de acidos y bases es el concepto de p a rconjugado acido-base. que se puede definir como un dcido y su base conjugada 0 comouna base y su dcido conjugado. La ba~e conjugada de un acido de Brensted es la especieque resulta cuando el acido pierde un proton. A la inversa, un acido conjugado es el produc-to de la adicion de un proton a una base de Brensted.

Todo acido de Brensted tiene una base conjugada y toda base de Brensted tiene unac ido conjugado. Por ejem plo , el ion cloruro (C I- ) es la b ase conjug ada que se form a a partirdel acido Hel,yH20 es la base conjugada del acido H30+ (ion hidronio). Del mismo modo,la ionizacion del acido acetico se puede representar como

H:O: .. H :0:I . I t ' . I I I H-C~C-O-H +H-O: ......._-H-C~C-O:~. , . + . H~O~HI . . I . 1 . . . . . . , : . , 1 .H H H H

+

base,Los subindices 1 y 2 identifican los dos pares conjugados acido-base. Asi, el ion acetato(CH3COO-) es la base conjugada de CH3COOH. Tanto la ionizacion del Hel (vease laseccion 4.3) como la ionizacion del CH3COOH son ejemplos de reacciones acido-base deBrensted.

Debido a su capacidad para aceptar un proton.Ia definicion de Brensted tambien per-mite clasificar al amoniaco como una base: I _~ -

" ' _.' ' ~- ' . .. :;. ~~.",- : . ".: ,: .... ~ .:', ._' =: l~. .~ . _' . . . . ~ ..

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15.2

E l a gua de la H ave y el agua delsubsuelo conducen la electricidadpo rq ue con ti en en muchos i on es

disueltos.

FIGURA 15. 1 Reoccion entredo s mo / ec u la s de agua parafo rm a r e l i on h id ro ni o y el io nhidrc5xido~

15.2 P RO PIE DA DE SACIDO-BASE DELAGUA 599. '"

E JE RC IC IO D E P RiC T ICAIdentifique los pares conjugados acido-base para la reaccion

P ue de rep resen tarse a l prot6n en disolucion acuosa com o H +0como H30+. La formulaH+ es menos incomoda para calculos que incluyen concentraciones de iones hidr6geno yp ara c alc ulo s e n lo s q ue e sta n in clu id as las con sta nt es d e equilibria, e n ta nto q ue H30+ es demayor utilidad en el estudio de las propiedades acido-base de Brensted.

~PROPIEDADES ACIDO-BASE DEL AGUA ~ ~ ~ t t

Como e s b ie n sabido, el ag ua es u n disolvente un ico. Una d e s us p ro pie da de s e sp ec ia le s e ssu capac idad para ac tuar como un acido y com o una base. E I agua funciona com o una basee n re ac cio ne s c on acidos com o el He} y el CH3COOH , y func iona com o un a cido con ba sescomo el NH3 El agua es un electrolito muy debil y, por 10 tanto, un mal conductor de lae le ctri cid ad , p er o exp erimenta u na lig era io ni za ci6 n.

( 15. 1 )En ocasiones, a esta reaccion se Ie conoce como autoionizacion del agua. Para describir lasp ro pie dade s a cid o- ba se d el a gu a, segun e l e sq uema d e B r ea st ed , s e e xp re sa la a uto io niz ac io ndel agua como sigue (vease tambien la figura 15.1):

.. ~ . [... ,,_ .. .r- . i '. . +- H-O:+ 8-0: ,. > H-Q-H, ..+H-O:-I I ' , ; . 1 . . . 'H H~ H,L:.o

H20+H20 .;:,. ::!' H30+ +OH-acido, base, acido, base.Los pares conjugados acido-base son 1) H20 (acido) y OH- (base) y 2) H30+ (acido) y H20(base).

EL PRODUCTO IONICO DELAGUA. . ~ ~ . . . . . . . . . . . . . ~ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .En el estudio de las reacciones acido-base en disoluciones acuosas, la concentraci6n del ionhidrogeno es muy importante gracias a que indica la acidez 0 basicidad de la disolucion.C on la expresion del proton H+, en Ing ar d e H 30+ , puede esc ri bi rs e la con st an te de equi li br iode la a uto io niz ac i6 n d el a gu a (e cu ac io n 1 5.1 ) c omo.,

, -,2 2!I II .I! II d .. +

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600 "AC 'D OS Y B ASE S

R ecu erde q ue, en ag ua p ura ,[H20] = = 55.5 M (vease lapagina 564).

S i se p ud iera n toma r d e m an eraaleatoria y e x am ina r d ie z p a rt ic ul asp or s eg un do (H20, H+0OH-) de unl it ro d e a gu a, is e t ar da ri an d os a fi os ,

t ra b aj ando s in d es can so , para ie ncon tr ar u n Io n H+!'.

Muchos / rquidos para 1 0 l impiezadotnest lco contienen omon io co .

Debido a que s610 una fraccion muy pequefia de las moleculas de agua estan ionizadas, laconcentraci6n de agua [H20] permanece practicamente sin cambio. Por 10 tanto,

( 1 5 . 2 )Ala constante de equilibrio K; se denominaceaszasre delproducto ion ico, que es e lp roduc- .to de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.En el agua pura, a 25C, las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales y s eencuentraque [H+]=1.0X 10~7My [OH-] =1.0 x 10-7M. Asi, a partir de la ecuacion ( 1 5 . 2 ) ,a 25C (,s; = (1.0x 10-7)(1.0 x 10-') = 1.0X 10-14Independientemente de que se trate de agua pura 0de una disolucion de especies disueltas,l a s igu ien te r el ac i6n siempre se cum ple a 25C :

x; = [H+][OH~]= 1.0x 10-14Siempre que [H+] = [OH-], se dice que la disolucion acuosa es neutra ..En una disoluci6nacida hay u n ex ceso d e io nes H +, po r 10 ta nto , [ H+]> [ OH- ]. E n u na d iso lu cio n b asic a hay u nex ceso d e io nes h id ro xid o, p or 10 que [H +]< [O H -]. E n la practica se p ue de c ambia r tan to laconcentraci6n de los iones H+ como la de los iones OH- en disolucion, pero no se p u e d e nvariar ambas de manera independiente, Si se ajusta una disoluci6n de forma que [H+]= 1~Ox 1Q -6 M, Ia concentraci6n de OH- debe cambiar a

., ,.K. 1.0X 10-14 _[OH ] =. [H~l = 1.0 X 10-6 = 1.0 x 10 8 MDebe recordarse que los calculos anteriores, asi como todos los calculos que incluyen

concentraciones de disoluciones que se estudian en lo s capitulos del 14 al 16 estan suj eto s acierto error, porque se supone que tienen un comportamiento ideal. En realidad, la f orma-cion d e pare s i6nicos asi como otros tipos de interacciones moleculares, pue den afec ta r laconcentraci6n real de las especies en disolucion y, por 10 tanto, tambien los v alo re s d e laconstante de equilibrio. Esta situaci6n es analoga a la relacion que se da entre el comporta-miento de los gases ideales y el comportamiento de los gases reales que se estudio en e lcapitulo 5. De acuerdo con la temperatura, el volumen, la cantidad y tipo del gas presente, lapresion del gas medida puede ser diferente de la que se calculo con la ecuaci6n de los gasesid eale s. D e man era semejante, la concentracion real 0"efectiva" de un soluto podria n o s e rla que se espera a partir de la cantidad de sustancia que originalmente se encuentra disueltaen una disolucion, De la misma manera que se cuenta con la ecuacion de V an der W a a ls ,e ntre o tra s, p ara a ju star la s d ife re nc ia s e ntre la e cu ac i6 n d e lo s g ase s id ea le s y el comporta . .miento no ideal, puede explicarse el comportamiento no ideal de las disoluciones . Para lo sobjetivos de este libro, es aceptable no considerar las desviaciones del comportamientoid eal. E n la mayor parte de los casos este analisis proporciona una buena explicacion d e l o sprocesos q uim ic os q ue tie nen lu ga r e n la s d iso lu cio ne s.

E n el ejem plo 15.2 se m uestra una aplicaci6n de la ecuaci6n (15.2 ).

EJEMPLO 15.2 ... ..La concentracion de ionesOl+en ciertadisolucion amoniacal.para Iimpieza domestics

es 0.0025 M. Calcule la concentracion de los iones H+.Respuesta .Al reordearla ecuacion (15.2) se obtiene

. . . . '. .. .. .: . . .. . .. '.K : , '.1 fl"x 10-14 . . . . - ::- .:: .. . {H+] .= . . " W . . : . : : . : ~ : : : . : . : . . . . : .. . =:40 x 1 0 ~ 1 2 M : < . . . . . . .. .. < [ O J . I ~ t '

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Pro bl ema s s eme ja nt es : 1 5. 15 , 1 5. 16 .

15.3 El pH: UNA FORMA DE MEDIR LA ACIDEZ 601

Comentario Como se esperaba, a partir del analisis anterior sobre la reaccionamoniaco con el agua, [H+] < [OH-], por 10tanto, la disoluci6n es basica.EJERCICIO DE pRACTlCACalcule la concentracion de iones OH- en una disoluci6n deHCl cuya concentraci6n deiones hidr6geno es de 1.3 M.

E I pH de d is ol uc io ne s c on ce nt ra da sd e a c id os p ued e s er n eg ativ e. P or

e jemplo , e l pH d e u na d is ol uc i6 n 2.0M de net es -0.30.

F IGURA 1 5 .2 Unpotenciotnettose u ti/iza en e//a bo ra to rio p arade terminar e/ pH de unad is o/u cio n . A un q ue m u ch osp oten cio m etro s tie ne n e sc a/a s c onva /o res q ue va n d esd e 1 hasta14 , /05 vo lo res de pH pueden ,de hecha , ser m enores que 1y m a yo re s q ue 14.

Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- con frecuencia son mimeros muypequefios y, por 10tanto, es dificil trabajar con elIos, Soren Sorensen' propuso, en 1909, unamedida mas practica denorninada pH. El pH de una disoluci6n se define como ellogaritmonegativo de la concentracion del ion hidrogeno (en moIIL):

(15.3)Hay que recordar que la ecuacion (15.3) solo es una definici6n establecida con el fin detener mimeros convenientes para trabajar con elIos. Ellogaritmo negativo proporciona unmimero positivo para el pH, el cual, de otra manera, seria negativo debido al pequefio valorde [H+].Ademas, el termino [H+] en la ecuacion (15.3) s610 corresponde a la parte numeri-ca de la expresi6n para la concentraci6n del ion hidrogeno, ya que no se puede tomar ellogaritmo de las unidades. Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de unadisoluci6n es una cantidad adimensional.

Debido a que el pH s610 es una manera de expresar la concentraci6n del ion hidr6geno,las disoluciones acidas y basic as, a 25C, pueden identificarse por sus valores de pH, comosigue:

Disoluciones acidas:Disoluciones basicas:Disoluciones neutras:

[W] > LOx 10-7 M, pH < 7.00[H+]< 1.0 X 10-7 M,pH > 7.00[H+]= 1.0 X 10-7 M,pH =7.00

Observe que el pH aumenta a medida que [H+] disrninuye.En el laboratorio, el pH de una disolucion se rnide con un potenciometro (figura 15.2).

La tabla 15.1 muestra los valores de pH de algunos fluidos comunes. Como puede observar-se, el pH de los fluidos corporales varia mucho, en terminos de su localizaci6n y de sufunci6n. El bajo pH (alta acidez) de los jugos gastricos facilita la digesti6n, en tanto que el

I S or en P ee r L au rit z S o re ns en ( 18 68 -1 93 9) . B io qu im ic o danes, O r ig in alm e nte , S or en se n e sc ri bio e l s imb olocomo P H Y d enom in6 a p com o "el exp onente del ion hidrogeno" (Wasserstoffionexponent}; e s la le tr a in ic ia l d ePotenz (aleman), puissance (frances) ypower (ingles), E n l a a c tu alid ad s e a co stumbr a e sc ri bir e l s imb olo c omo pH .

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602 AC IDOS Y B AS ES

TABLA 15.1 Valores depH de algunos fluidoscomunes

. . . . ' : ' : . ' , : , .~"VALOR O E p H...... ;: "J . 0- 2 .0 . ... ~ ..: J ug o g astrico en..el estomago :

--Jugo de limon'. V inagre .J ug o d e to ro nja : , . ". .J ug o d e n ar an ja"0 "< . rlna

2 .4 .: ..,3.0 ....3 .23 . 5~ : ~ - : j : , i 1 ' , 1

.. :

. . Agua expuesta .a l a ir e*

" ..,: . . . ....... .Saliva"Leche, :::Agua pura.Sangre....:..... 7 .45

... :. .. , . . . . . . . . . .. .."Lagrimas .."Leche de .

7.. :.1 0 . 6...: .: magnesIa

.Limpiador domestico con 11.5: . amor ua co.. E l a gu a e xp ue sta a l a ire d ura nte u n la rg otiempo absorbe CO2 de la atmosfera paraformar acido carbonico "2eO).

En cada caso, el pH tiene s6lo doscifras significativas. Las dos cifras ala derecha del punto decimal en 3.49

indican que ha y dos cifrassignificativas en el mimero original

(vease el apendice 4).

Problemas semejantes: 15.17, 15.18.

pH mayor de la sangre es necesario para el transporte del oxigeno. Estas acciones quedependen del pH se ejemplifican en la seccion La quimica en accion de este capitulo y delsiguiente.

C on ellogaritm o negativo de la concentracion de iones hidroxido de una disolucion sepuede obtener una escala de pOH, analoga a la del pH. Asi, el pOH se define como

pOH = -log [OH-] (15.4)Ahora, al considerar otra vez la constante del producto ionico del agua:

[H+]IOH-] =K; = 1..0 X 10-14A I tamar ellogaritmo negative en am bos lados, se obtiene

-(log [H+]+ log [OH-]) = -log (1.0 x 10-14)-log [H+] - log [OH-] = 14.00

A partir de las definiciones de pH y de pOR, se obtiene "pH + pO H = 14.00 (15.5)

La ecuaci6n (15.5) proporciona otra forma de expresar la relaci6n entre la concentraci6n deiones H+ y la concentraci6n de iones OH-.

L os sig uien tes ejem plos m uestran calculos q ue invo luc ran al pH .'.. . . . . . ...:.... : \: ': ". ' , . :..,;EJEMPLO 15.3 ...... :... . . . . .: .. . . . .,. "

..La concentraci6n de iones H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3:.2)( t C f 4 . M.inmediatamente despues de haberla destapado, S610 se consumio la mitad del vino. S e. encontro que la otra mitad, despues de haber pennanecido expuesta al aire durante unmes, tuvo una concentracion de iones hidrogeno igual a 1~Ox 10-3M. Calcule el pH delvino en estas dos ocasiones. ... . .

,.::., " . ' , . : . :...

. Respuesta Cuandola botella sf:abrioporprimera v e z . t I r J =j.2x }(}-4 M.lo que sesustituye en la ecuaci6n (15.3). .. ...:...

:: ~.:: .. .... : -. . :.pH= -log [H+]. ... ....... .. .:..=-log (3.2x 1Q -4 ) ~ 3.49

......: . :. .. . ..~.. -.:> .~~ la segunda ocasion, [H~] =. 1.O.x 10-3M, de forma que': ,.. : :. . . .: -,.. ..:.:.

~:;:',~:~:\,.::...::.:: ......: .. p;Ii::::=log (1.0 x 10-3) =3 _00 ... .~.. .. . ... -: :... ::. . ....... ... .: .. . . . . . ::.. ..Comentario EI aumento de la.concentraci6nde.io~eshidr9g~no (0 la disminucion. .. ... ~. .del pH) se debe, en gran medida, al resultado de la conversion de una parte del alcohol

..(etanol) e n a cid o acetico, una reaccion que se realiza en presencia de oxigeno molecular.#E JE RC IC IO D E PRACT ICA

El acido nitrico (RN03) se utiliza en la produccion de fertilizantes, colorantes, farmacosy explosivos. Calcule el pH de una disolucion de HN03 cuya concentracion de iones.hidrogeno es 0.76 M. ..

. . .v . . . ' " . , "' . .EJEMPLO 15.4: .. -.: . .. : : .: : .

EI pHdelagua de lluvia, recolectada en ciertazona delnorestede.Estados Unidos duran-.:tecierto dia, fue de 4.82. Calcule la concentracion de iones H+del agua de lluvia,

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15.4 FUERZA DE lO S AC iDO S Y LAS BASES 603

Respuesta A partir de la ecuacion (15.3)4.82 =-Iog [W ]

Al tomar el antilogaritmo en ambos lados de esta ecuaci6n (vea el apendice 4) se obtiene1.5 X 10-5M = [W]

Problema semejante: 15.19,Comentario Debido a que el pH esta entre 4 y 5, se puede esperar que [H+]se encuen-tre entre 1 x 10-4My 1 x 10-5 M. Por 10 tanto, la respuesta resulta razonable.EJERCICIO DE PRiCTICAEI pH de unjugo de naranja fue de 3.33. Calcule la concentracion de iones H+.

EJEMPLO 15.5En una disolucion de NaOH, la [OH-] es 2.9 X 10-4M. Calcule elpH de la disolucion, >Respuesta Con la ecuaci6n (15.4):

pOH = -log [OH-]= =log (2.9 x 10-4)=3.54

Ahora, mediante la ecuaci6n (15.5):

Problema semejante: 15.18.

pH + pOH :: 14.00pH = 14.00-pOH

= 14.00-3.54= 10.46EJERCICIO DE PRiCTICALa concentraci6n de iones OH- de una muestra sanguinea es 2.5 x 10-7M. "Cual es el pHde 1asangre?

Los acidos fuertes son electrolitos fuertes, los cuales, para fines practices, se supone que seionizan par completo en el agua (figura 15.3). La mayoria de los acidos fuertes son acidosinorganicos, como los acidos clorhidrico (RCl), acido nitrico (RN03), perclorico (HCI04) ysulfurico (R2S04)~

HCI(ac) +H20(1) --,,--+' H30+(ac) +CI-(ac)HN03(ac) +H20(1) ~ H30+(ac) +N03(ac)HCI04(ac) + HzO(1) ~ H30+(ac) + CIOiac)HzSOiac) + HzO(1) ~ H30+(ac) + HS04(ac)

Observe que H2S04 es un acido dipr6tico; aqui s610semuestra el primer estado de ionizaci6n.En el equilibrio, las disoluciones de los acidos fuertes no contienen moleculas sin ionizar.La mayoria de los acidos son acidos dibiles, los cuales se ionizan, solo en forma limi-

tada, en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los acidos debiles contienenuna mezcla de moleculas del acido sin ionizar, iones H30+ y la base conjugada. Comoejemplos de acidos debiles estan el acido fluorhidrico (HF), acido acetico (CH3COOH) y el

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604 AC fDOS Y B AS ESAntes de la Enel

equilibrioH + A-

" .. .,iomzacionH A

a) .:

HA HA

b) .~.

HA HA

c) .:FIGURA 15.3 E J grado deionizocion de 0) un 6cido fuerteque se disocia 100 % , b) unacido deb i l , y c) un oc(do muydebi l .

. ion amonio (NH~).La ionizacion limitada de los acidos debiles esta relacioriada con suconstante de equilibrio de ionizacion, la eual se estudiara en la siguiente seccion.

Al igual que los acidos fuertes, las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizancompletamente en agua. Los hidr6xidos de los metales alcalinos y los de algunos metalesalcalinoterreos son bases fuertes. [Todos los hidroxidos de los metales alcalinos son solu..bles en agua. En el caso de los hidroxidos de los metales alcalinoterreos, el Be(OH)2 y elMg(OH)2 son insolubles; Ca(OH)2 Y Sr(OH)2 son ligeramente solubles y el B a(O H)2 essoluble]. Algunos ejemplos de bases fuertes son:

~

H20. ... .. :NaOH(s) ) Na'(cc) +OH-(ac)H20 .KOH(s) ~.K+(a~)'t.OH-(ac)H20Ba(OH)2(S) .. ) Ba 2+(ac) + 20H-(ac)

En sentido estricto, los hidr6xidos de estos metales no son bases de Brensted porque nopueden aceptar un proton. Sin embargo, el ion hidroxido (OH-) que se forma cuando seionizan es una base de Brensted porque puede aceptar un proton:

Asi, cuando se dice que el NaOH 0 cualquier otro hidroxido metalico es una base, en reali-dad se hace referencia a la especie OH- que se deriva del hidroxido.

Las bases debiles, al igual que Id s acidos debiles, son electrolitos debiles ..EI amoniacoes una base debit. En agua se ioniza en forma limitada:

Observe que el NH3 no se ioniza como un acido porque no se desdobla para formar iones deman era s em eja nte c omo 10hace el Hei.

En la tabla 15.2 se muestran algunos pares conjugados acido-base importantes, en or-den de sus fuerzas relativas. Los pares conjugados acido-base tienen las siguientes propie-dades: Si un acido es fuerte, la fuerza de su base conjugada no puede medirse. Asi, el ion

:.CI-, que es la base conjugada del Hel, un acido fuerte, es una base muy debit. EI H30+ es el acido mas fuerte que puede existir en disoluci6n acuosa, Los acidos mas

fuertes que el H30+ reaccionan con el agua para producir H30+ y sus bases conjugadascorrespondientes. Asi, el Hel, que es un acido mas fuerte que el H30+, reacciona porcompleto con el agua para formar H30+y Cl:

Los acidos mas debiles que el H30+ reaccionan con el agua en una proporcion muchomenor y forman H30+ y sus bases conjugadas correspondientes. Por ejemplo, el si-guiente equilibrio, en principio, queda desplazado hacia la izquierda:

EI ion OH- es la base mas fuerte que puede existir en disolucion acuosa, Las bases m a sfuertes qu e el OH- reaccionan con agua para producir OH- y sus acidos conjugadoscorrespondientes ..Por ejemplo, el ion oxide (02-), es una base mas fuerte que OH-, por1 0 que reacciona completamente con el agua como sigue:

, .

Por esta razon, el ion oxide no existe en disoluciones acuosas.En el siguiente ejemplo se muestran como se hacen los calculos de pH para una disolu-

cion que contiene un acido fuerte y para una disolucion de una base fuerte,

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15.4 FUERZA DE LOS AC iDOS Y LAS BASES 605

TABLA 15.2 Fuerza relativa de pares conjugados acido-base

yodhidrico)HBr (

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606 AC I DOS Y B AS ES


Problema semejante: 15 .35 .

15.5

'.

En esta ecuaci6n todaslas concentraciones son las

concentraciones del equilibrio.

Entonces. :.....

[OH-] =0.040 MpOH =-log 0.040 = 1.40

Por 1 0 tantoP:H =14.00 - pOH. =14.00 - 1.40. =12.60

Comentario Observe que tanto erra) como en b)no se ha considerado la contribuci6nde la autoionizaci6n de l agua 'l[H+]Y [OH~]porque 1.0 x 10-7 M es muy pequefia com-parada con 1.0 x lO-3My con 0.040 M .

#E JE RC IC IO D E PRAC TIC A. Calcule el pH de una disolucion 1~8x 10-2M de Ba(OH)2.

Si se conocen las fuerzas relativas de dos acidos, se puede predecir la posicion de lequilibria entre uno de los acidos y la base conjugada del otro, como se muestra en elejemplo 15.7.

..EJEMPLO 15.7.;Diga la direccion de la siguiente reaccionen cllsoluci6n acuosa:

/

;Respuesta En la tabla 15.2'sc observa que el HN02 es un acido mas fuerte queelHeN.Asi pues, el CN-es una base mas fuerte que elN02 La reaccion neta procedera deizquierda a derecha, como esta escrita, porque el HN02 es mejor donador de protonesque el HeN (yel CN- es un mejor receptor de protones que el NOi)..

,E JERC IC IO DE PRACTICADiga si la constante de equilibrio para la siguiente reaccion es mayor 0menor que 1:

: " : r

, # # #AC IDOS DEB ILES Y SU CONSTANTE DE ION IZAC ION ACIDA 11 1 II" ill. ".

Como se ha visto, bay relativamente pocos acidos fuertes. La gran mayoria de los acidosson acidos debiles, Considere un acido monoprotico debil, HA. Su ionizacion en agua serepresenta como,

o en forma simple

La expresion del equilibrio para esta ionizacion es

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11/47

15.5 AC iD OS D EB ILES Y SU C ON STAN TE D E IO NIZAC IO N AC iD A 607

donde K; IIIconstante de ionizacion acid a, es la cons/ante de equilibrio para la ionizacionde un acido. A cierta temperatura, la fuerza del acido HA se puede medir cuantitativamentemediante la magnitud K; Cuanto mayor sea el valor de Ka, el acido sera mas fuerte, es decirmayor sera la concentraci6n de iones H+en el equilibrio, debidos a su ionizaci6n. Sin em-bargo, debe recordarse que s6lo los acidos debiles tienen valores de K, asociados a ellos.

En la tabla 15.3 se muestran los valores de K ; a 25C de algunos acidos debiles, enorden decreciente de fuerza de acidez. Aunque todos son acidos debiles.en el grupo hayuna gran variaci6n de su fuerza. Por ejemplo, la K, para HF (7.1 x 10-4)es casi 1.5 millonesde veces mayor que la del HCN (4.9 x 10-1).

En general, es posible calcular la concentraci6n de iones hidr6geno de una disoluci6nacida en equilibrio a partir de la concentraci6n inicial del acido y del valor de su K a. Demanera altemativa, si se conoce el pH de una disoluci6n de un acido debil asi como suconcentraci6n inicial es posible determinar su Ka. El procedimiento principal para resolverestos problemas, que se relaciona con las concentraciones en el equilibrio, es el mismoestudiado en el capitulo 14. Sin embargo, debido a que la ionizaci6n acida representa unac1ase importante de equilibrio quimico en disoluci6n acuosa, se planteara un procedimientosistematico para resolver este tipo de problemas, que tambien ayudara a entender la quimicaque involucra. '

TABLA15.3 Constantes de ionizacion de algunos acidos debiles a 25C

.4,cidoacetilsalicilico(aspirina)

Ac ido fo rmico HCOOH 5.9xAc ido a sco rb ico " C6Hs06 /OH C6HP6 1 . 3 x

=C \~ /C=O

lHOH 0CH20HAc ido benzo ico C6HjCOOH

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608 AC ID OS Y BASES

.-~ ;- .

\

E l signa :::::ignifica" ap ro xima dam en te i gu al a ". Un a

analogia para la aproximacion seriau n c am i6 n c ar ga do c on c ar bo n. Laperdida de algunos trozos de carb6n

durante un viaje, no cambia de formas ig ni fl ca ti va l a m as a t ot al d el

cargamento.

Suponga que se pide calcular el pH de una disoluci6n 0.50 Mde HF a 25C .:La ioniza-cion del HF esta dada par

A partir de la tabla 15.3 se escribeK - [H+}[P-] =7.1X 10-4a '[HF)'

EI primer paso consiste en identifjcar todas las especies presentes en la disolucion quepueden afectar el pij:..Debido a que la ionizacion de los acidos debiles es pequefia, la mayo-r ia d e la s e sp ec ie s presentes en el equilibrio son HF sin io niz ar y alg un os io nes H +y F- . O t raespecie importante es H20, pero su pequefio valor de K; (1.0 x 10- 14 ) significa que el aguano contribuye .demanera importante a la concentracion de iones H+_Por 1 0 tanto, a menosq ue se d ig a o tra co sa, siem pre se v an a d esp reciar lo s io nes p ro du cid os p or la autoionizaci6ndel agua, Observe que no so n importantes los iones OH- presentes en la disoluci6n. Laconcentracion de OH- puede determinarse a partir de la ecuaci6n (15.2), despues de haberc alc ula do [H+] .

De acuerdo con los pasos mostrados en la pagina 576, los cambios en las concentracio-nes deHf; H+y F- se pueden resumir como sigue:

Inicial (M):Cambio (M):

HF(ac) . ; : : : : : : : = H'(cc) + F-(ac)0.5-0 0.00 0.00~ " ." , ....' : .t.t~"'.~~\,;?:,. + x " > . '+x

"",_._. ,En equilibrio (M): O . . S O - , : , _ x ~ ~ " ~ : ' - : } ir ~ ; . ' : : : - -: : - - ' " x - : " ' , " ' . xL as co ncen tracio nes d e H F, H +yF- en el eq uilib rio , ex presad as en .fu nci6 n d e la incog-

nita x, se sustituyen en la expresion de la constante de ionizacion para obtenerK = (x)(x) =7.1 X 10-4 a 0.50 - X

Al reordenar esta expresion, se tiene. . . . . . .'--~ x ? + '7.1 X 10-4x - 3.6 X 10-4 =0

rEsta es una ecuacion de segundo grado que puede resolverse con la formula para las ecua...ciones de segundo grado (vease el apendice 4). A veces se puede hacer una simplificacionpara obtener el valor de x. Debido a que el HF es un acido debil y los acidos debiles estanpoco ionizados, se puede suponer que x debe ser muy pequefio comparado con 0.50. Por 1 0tanto, se puede hacer la siguiente aproximacion

0.50 - x =0.50Ahora la expresion dela constante de ionizacion se convierte en

. x 2 _ x ? _ -40.50-- x -- 0.50 - 7.1 x 10AI reordenar, se obtiene

x ? =.(0.50)(7.1 x 10-4) =3.55 x 10-4. . x . . : : : v'3.55 x 10-4 = 0.019 M

r_A si, se obtiene el valor de x sin necesidad de utilizar la ecuaci6n de segundo grado. En elequil ibr io _set iene :![HF] =(0.50 - 0.019) M=0.48 M

[H+] =0.019M[F-] =' 0.019M .~

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15.5 AC iDO S DEB llE S Y SU CO NSTANTE DE IO NIZAC IO N AC ID A 609

y el pH de la disolucion espH = -log (0.019) = 1.72

l,Que tan buena es esta aproximacion? Debido a que los valores de K. de los acidosdebiles se conocen con una exactitud de solo 5 %, es logico que x sea menor que el 5% de0.50, el mimero al cual se le resta. En otras palabras, la aproximacion es valida si la expre-sion siguiente es igual 0menor que 5 %:

0.019 M0.50 M x 100% = 3.8%Por 10 tanto, la aproximacion que se hizo es aceptable.

Ahora considere una situacion diferente. Si la concentracion inicial de HF es 0.050 My se utiliza el procedirniento anterior, se obtiene un valor para x de 6.0 x 10-3M. Sin embar-go, la siguiente comprobacion demuestra que no es una aproximacion valida porque esmayor que el 5 % de 0.050 M:

6.0 X 10-3 M0.050 M x 100% = 12%En este caso hay dos formas para obtener un valor exacto de x: resolver la ecuacion desegundo grado 0aplicar el metodo de la aproximacion sucesiva.

LA ECUACION DESEGUNDO GRADOSe empieza por escribir la expresion de la ionizacion en funcion de la incognita x:

xf _ -40.050 _ x - 7.1 x 10

x ? +7.1 X 1O-4x - 3.6 x 10-5 = 0Esta expresion es una ecuacion de segundo grado del tipo ax 2 + bx + c '" O . Con la formulade las ecuaciones de segundo grado, se escribe

-o V';' - 4acx= 2a':"7.1 X 10-4 '1'('7.1 x 10 4 )2 -4(1)(-3.6X 10 5).- 2(l)......1 X 10-4 0.012= ~ . ; _ : c _ - - = - = : - - ~ . . . : . : . : ~

2= 5.6 X lO-3 M or -6.4 X lO-3 MLa segunda solucion (x =-6.4 X 10-3M) es fisicamente imposible puesto que la concentra-

cion de los iones producidos como resultado de la ionizacion no puede ser negativa. Alseleccionar x =5.6 X 10-3M, se pueden obtener [HF], [H+], [P-] como sigue:

[HFJ = (0.050 - 5.6 x 10 -3) M =0.044 M[H+J =5.6 X 10-3 M[F-J =5.6 x 10-3 M

Entonces, el pH de la disolucion espH = +log 5.6 x 10-3 = 2.25

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61 0 AC IDOS Y B AS ES

,Acido nitroso

; ;ELMETODO DE LA APROXIMACION SUCESIVA .. .. .. _, .. .. III .. .. .. . . .. .. . . .. II .. ..

Con este metodo, primero se obtiene el valor de x al suponer que 0.05 - x :=0.050 como s emostro antes. A continuacion se utiliza el valor aproximado de x (6.0 X 10-3M) para obteneru n v alo r mas ex a cto d e l a c on centra cio n de HF:

[HP] =(0.050 - 6.0 x 10-3) M =0.044 MSustituyendo este valor de [HF]. en la expresi6n de Ka , se escribe

o.~ = 7.1X 10-4X =5.6 X 10~3M

Con el valor de 5.6 x 10-3 para x se puede volver a calcular [HF] y obtener x de nuevo. Deesta manera la respuesta vuelve a ser 5.6 x 10-3M, por 1 0 que no es necesario continuar, E ngeneral, el metodo de la aproximacion sucesiva se aplica hasta que el valorobtenido para xen el ultimo paso sea igual al valor obtenido en el paso anterior. En la mayor parte de loscasos no es necesario aplicar este metoda mas de dos veces para obtener la respuesta co. . .rrecta.

En resumen, los pasos principales para resolver problemas de ionizaci6n de acidosdebiles son:1. Identificar las principales especies que pueden afectar al pH de la disolucion. En la

mayor parte de los cases puede despreciarse la ionizaci6n del agua. Se omite el ionhidroxido porquesu concentracion se determina mediante la del ion H+. .

2 . E xpresar las concentraciones en equilibria de dichas especies en funci6n de la concen-tracion inicial del acido y una sola incognita, x, que representa el cambia en la concen-traci6n.

3. E scribir la constante de ionizacion acida (KJ e n fu nc i6 n d e la s c on ce ntra cio ne s en elequilibrio. Primero se obtiene el valor de x por el metodo de aproximaci6n. Si la aproxi-macion no es valida, para obtener x se utiliza la ecuaci6n de segundo grado 0el metodade la aproximaci6n sucesiva.

4. Despues de obtener el valor de x, se calculan las concentraciones de todas las especiesy/ o el pH de la disolucion,E n el e jem plo 15.8 se muestra el p roced imiento anterior.

EJEMPLO 15.8...:? .....:

"Calcule el pH deuna disolucion O.036Mdeacido nitroSP(HN02):-r

.... " : "

' .: "": .",: ", . . . ,... , ... ,

. ., ' :.:: ::.. ' .., ' .':::':::'s:Respuesta .. ... .........Paso 1: Las especiesque pueden afectar el pH de la disolucion son HN02, H+Yla baseconjugadaNfx.Bedesprecia la contribucion de [H+]debida al agua.Paso 2: . Al considerar x como la concentracion de los iones H'yNOi en el equilibrio,

enmol/L, seresume:. : .: . " ' .. "

......... .HN0 2(ac) '. H . H : ~ H'(cc)+NOi(ac)Inicial (M): , j )~Q l6:i : :: . ' . , ', ' .,Q.OO ,."", .~;.,pO, ",.

Paso 3.~ . A partir de la tabla 15.3,se escribe

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A .c id o f o rm ic o

15.5 AC iDO S DEB llE S Y SU CO NSTANTE DE IO NIZAC IO N AC iD A 611

4.5 X 10-4

Al aplicar la aproximaci6n de que 0.036 -x "".036, se obtiene= 4.5 X 10-4

1.62 XIO-5x = 4.0 x 10-3 M

Para comprobar la aproximacion,4.0x W3M x 100%= 11%O.036M

Debido a que es mayor que el 5 %, la aproximacion no es valida y es necesarioresolver la ecuacion de segundo grado, como sigue:

x 2 + 4.5 x l0 -4x - 1 .6F- 2.;..:x ...:l.:: .0 -_ 5_ =..;: ;O - :- ~x = -4.5 x 10-4 '" (4.5 x 10-4)2 - 4(1)(1.62 x 10-5)

2(1)= 3.8 x 10-3M 0 -4.3 X 10-3M

La segunda respuesta es imposible, ya que la concentracion de los iones produ-cidos como resultado de la ionizacion no puede ser negativa. Por 10 tanto, laresolucion esta dada por la raiz positiva, x =3.8 X 10-3M.

Paso 4: En el equilibrioX 10-3M-log 3.8 x 10-32.42

Comentario Verifique la respuesta con el metoda de la aproximaci6n sucesiva.E JE RC IC IO D E p RA CT IC AlCual es el pH de una disolucion 0.122M de un acido monopr6tico cuyaKa es 5.7 x 10-4?

Una forma de determinar el valor de la K ; de un acido consiste en medir el pH, en elequilibrio, de una disoluci6n del acido de concentraci6n conocida. En el ejemplo 15.9 semuestra este metodo.

EJEMPLO 15.9El pH de una disolucion 0.10 M de acido f6rmico (HCOOH)es 2.39.l.Cuales la K, delacido?RespuestaPaso 1: Las especies principales en la disolucion son HCOOH, H+y la base conjugada

HCOO-.Paso 2: Primero es necesario calcular la concentracion del ion hidr6geno a partir del

valor de pH

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'. "..:pH=. -log [H+]2:~39=-log.[H+] .

Tomando el antilogaritmo en ambos ladosde la igualdad, se tiene[H+] = 1O~2.39= 4 .1 x 10 -3 M

. Al hacer un resumen de los cambios:. ' "

. ' .

Inicial (M):Cambio (M):. En equilibria (M):

HCOOH(ac) ,... H+(ac). 0 10 . .. 0.00 . . , ; ; ;~ ; i ' ) < : i b~ J : i ; ; ; : ; : { . . ; , : . . . +4.1 x. 1(t-3 ..t(6tiI1~;j;~~'~;;I~~~f:f!.; ',{H i: ' i:}r4..1 x 1(t-3 .. .:.:o., , '_...."..... :. :,:,' ' '_ ',.:. . '.. .. ' : -

..:.:+ HCOO~(ac)... 0 .00+4~1 x 10...

" ... .. . . .4.1x10~3.

Pa so 3:

, ' ." ,Observe que, debido a que seconoce el pH y por 10 tanto la concentraci6n del

ion H+,se conocen tambien las concentraciones de HeaOH y HCOO- en el-. . . . .equilibrio. .La constante de ionizacion del acido formico esta dada por

' :O ,_. "., ': . "

.... '.... ...... . ....

" '.

' i,~~:~t:;'li=~~~2(i';i;:................;,:J4.1~J9-3)(4.1x}(t3). , . s ! ; : i ' : ~ ~ ~ ' l ~ : J ; 4 . l , ' 1 , Q : 3 t. . . ' .: Comentario EI valor de K ; difiere un poco del que se muestra en la tabla 15.3 debido

Problema semejante: 15.43~ :al procedimiento de.redondeo que se utiliza en los calculos,

Se puede comparar la fuerza de losacidos en terminos del porcentaje

de ionizaci6n s6lo si lasconcentraciones de los acidos son

iguales.

~E JE RC IC IO D E PRA CT IC AElpH de una disoluci6n 0.060 M de un acido debil monoprotico es 3.44. Calcule la K,del acido,

#PO RC EN TA JE D E IO NIZA CIO N............. It 11 i II I II. I .

Como se ha visto, la magnitud de K, indica la fuerza de un acido, Otra forma de medir 1 afuerza de un acido es mediante su porcentaje de ionizacion, que se define como

de ioni , concentracion del acido ionizado en el equilibria x 1 0 0 /0p~ent~e el~lzaCl0n=~~~~~~~~~~~~~~~~~ 7(concentraci6n inicialdel acido (15.6)

Cuanto mas fuerte es un acido, mayor sera su porcentaj e de ionizacion, Para un acidomonopr6tico HA , la concentraci6n del acido que se ioniza es igual a la concentraci6n de. iones H+0a la concentracion.de iones A- en el equilibrio. Por 1 0 tanto, se puede escribir e lporcentaje de ionizaci6n como

porcentaje de ionizacion = .[ a n x 100%[HAJodonde [H+]es la concentraci6n en el equilibrio y [HAlo es la concentraci6n inicial.

En el ejemplo 15.8 puede ve~se que el porcentaje de ionizacion de una disolucion 0.039MdeHN02 es d ~~ ,3.8 X 10-3M 1 0 0 0 . 1 1 1 0 . 1porcentaje e lomzaClon = . x 1'0 = . ,0O.036M

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1 0 0"0'u"'a.S !"0'f. a

Acido fuerte

Concentraci6n inicialde acido

FIGURA15.4 Dependenc iad e l p or c en ta je d e i on i zo c io nr e sp e ct o d e l a concenttacloninicial d el o cid o. O bse rve q ue ab aja s c o nc en tr ac io n es to d os l os6c idos( fuer tes y d e bi le s ) e s to ni o ni za d o s c a s i p a r c omp le to .

15.6 B ASE S D EB ILE SY S U C ON STA NTE D E IO NIZA CIO N B As lC A 613

Asi, solo una de cada 100 moleculas de HN02 esta ionizada. Esto esta de acuerdo con elhecho de que HN02 es un acido debil.

La proporcion en que se ioniza un acido debil depende de la concentracion inicial dedicho acido, Cuanto mas diluida este la disolucion, mayor sera el porcentaje de ionizacion(figura 15.4). En terminos cualitativos, cuando se diluye un acido, se reduce el mimero departiculas (moleculas de acido no ionizadas e iones) por unidad de volumen. De acuerdocon el principio de Le Chatelier (vease la seccion 14.5), para contrarrestar esta "tension"(es decir, la dilucion), el equilibrio se desplaza desde el acido no ionizado hacia la forma-cion de H+ y su base conjugada para producir mas particulas (iones). La dependencia delporcentaje de ionizacion con la concentracion inicial se puede ilustrar mediante el caso delHF, analizado en la pagina 608:0.50MHF

. d ' , '6 0.019 M 1001 381porcentaje e tomzact n = x 10 = . 10O.OSOM0.050MHF

S.6x 10-3Mporcentaje de ionizaci6n = x 100% = 11.2%O.OSOMComo se esperaba, puede verse que cuanto mas diluida esta la disolucion de HF es mayor elporcentaje de ionizacion del acido.

La ionizacion de las bases debiles se analiza de la misma manera que la ionizacion de losacidos debiles, Cuando el amoniaco se disuelve en agua, se produce una reaccion

NH3(ac) +HP(1) ~ NH.(ac) +OH-(ac)La constante de equi1ibrio esta dada por

[NRt][OH-]K= [NH3][H20]

La produccion de iones hidroxido en esta reaccion de ionizacion bdsica significa que[OH-] > [H+], y, por 1 0 tanto, pH >7.

En comparacion con la concentracion total de agua, en esta reaccion se consumen muypocas moleculas de agua,,por 1 0 que la [H20] se trata como una constante. Entonces, laconstante de ionizacion basica (1(,,), que es la constante de equilibrio para Lareaccion deionizacion, se puede'escribir como

.[NRt][OH-]K b =K[H20] = [NH3]= 1.8x 10-5

En la tabla 15.4 se muestran algunas bases debiles comunes y sus constantes de ionizacion,Observe que la basicidad de todos esos compuestos se atribuye al par electronico libre delatomo de nitrogeno. Sin embargo, la capacidad del par libre para aceptar un ion H+,convier-te a estas sustancias en bases de Brensted,

Para la resolucion de problemas que involucran bases debiles se sigue el mismo proce-dimiento que se utilize para los acidos debiles, La diferencia principal es que ahora se calcu-la primero [OH-], en lugar de [H+]. En el ejemplo 15.10 se muestra este procedimiento.

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614 ,A CID OS Y BA SE S

TABLA 15.4 Constantes de ionizacion de algunas bases eomunes debiles a 25C

.Metilamina

Amoniaco

Piridina

Anilina

. T .Urea

2.3 x 10 - 11

2 .4 .x . 1( F1 1 . ' :

'. . ....: ' :" .' . 5 ~6 x 10 - 10. . .

5.9 x 10 ~

2.6 X 10 - 5

. 0 .67

* EI atomo de nitrogeno que tiene el par electronico Iibre es el responsable de la basicidad del compuesto. En el caso de la urea, la K, puede asociarse acuaJesquiera de los atomos de nitrogeno,

EJEMPLO 15.10. ..... ".... .. 'i,Cual es el pH de una disolucion 0.40 M de a m o n i a e o ? : : : . : . ; : . : : . : : : : . : . : . : . : : : . : : : . . . '

Respuesta ... . . . .. . .Paso 1: Las especies importantes en una disolucion de amoniaco son NH3, NHt Y

OH~..Como' en el caso de los acidos debiles, se desprecia la pequefia contribu-. .cion. a la concentracion de OH- a partir del agua.Paso 2: . Considerese x como la concentraci6n de iones NH~ y OH- en el equilibria, en

mol/L, y hagase el siguiente resumen:

Inicial (M):Cambia (M).:

NH3(ac) + . .H 20(l) ~ ..: : e . ~ .NH:(ac) + OH--(ac)'.O~40 ' " '.> ' : . : . . - . '0 ..0 0 . . O~OO.+ x

') - x .- t . . . . .. ., . P a s o . 3 . " ' La tabla 15.4 muestra la K b : : . . ' . : '.

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15.7 R ELAC IO N E NTRE LA CO N STAN TE DE A CID EZ D E LO S AC IDO S Y SU S B AS ES C ON JUG AD AS 615

1.8 X 10-5

0.40 - x,., 0.40, se obtieneX 10-5

= 7.2 X 10-6X = 2.7 X 10-3 M

Por 10 tanto, la aproximaci6n es valida.


Paso 4: En el equilibrio, [OW] =2.7 X 10-3 M. EntoncespO R = -Iog (2.7 x 10-3)

=2.5714.00- 2.5711.43

E JE RC IC IO D E p RA CT IC ACalcule el pH de una disoluci6n 0.26 Mde metilamina (vease la tabla 15.4).

_ RELAC IO ,N ENTRE LA CONSTANTE DE AC IDEZDE LOS AC IDOS Y SUS BASES CONJUGADASSe puede obtener una relacion importante entre la constante de ionizaci6n acida y la cons-tante de ionizaci6n de su base conjugada, con el acido acetico como ejemplo:

K . = [W][CH3COO-] [CH3COOH]

La base conjugada, CH3COO-, suministrada por una disoluci6n de acetato de sodio(CH3COONa), reacciona con el agua de acuerdo con la ecuaci6n

y se puede escribir la constante de ionizacion basica comoK, _ [CH3C~OHHOH-]b - [CH3COO]

El producto de estas dos constantes de ionizaci6n esta dado porK [(, :;; [H+][CH3COO-] X [CH3COOHHOH-]a b [CH3COOH] [CH3COP ]

=[H+][OH-]=Kw

Este resultado puede parecer extrafio a primera vista, pero al sumar las dos reacciones pue-de verse que la suma es la autoionizaci6n del agua.

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15.8

1) CH3COOH(ac) c- H'(cc) +CH)COO-(ac) K, -,2) CH3COO-(ac) +H20(l) ' - - CH3COOH(ac) +OH-(ac) Kb3) H20(l) H+(ac) +OH-(ac) s;

Este ejemplo muestra una de las reglas de los equilibrios quimicos: cuando dos r e a c -ciones se suman para dar una tercera reaccion, la constante de equilibrio de la tercera r e a c -cion es el producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones sumadas (vea laseccion 14.2). Asi, para cualquier par conjugado acido-base siempre se cumple que

( 1 5 . 7 )

AI expresar la ecuacion (15.7) como

se puede llegar a una conclusion importante: cuanto mas fuerte sea un acido (mayor K a ), subase conjugada sera mas debil (menor Kb) y viceversa (vease las tablas 15.3 y 15.4).Se puede utilizar la ecuacion (15.7) para calcular la K; de la base conjugada(CH3COO-) del CH)COOH como sigue, Se encuentra el valor de K, del CH3COOH en latabla 15.3 y se escribe

v_K wfib - s;1.0X 10-14

= 1.8 X 10-5= 5.6 X 10-10

ACIDOS DIPROTICOS Y POLIPROTICOS .. ' .. .. .. l i t - l 1 l i . . .. 4 1 1 . . . . "EI tratamiento de los acidos dipr6ticos y poliproticos es mas complicado que el de losacidos monopr6ticos porque estas sustancias pueden ceder mas de un ion hidrogeno p a rmolecula, Estos acidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un proton cada vez. Se puedeescribir una expresion de la constante de ionizacion para cada etapa de ionizacion, Comoconsecuencia, a menudo deben utilizarse dos 0m a s expresiones de la constante de equili-brio para calcular las concentraciones de las especies en la disolucion del acido. Por e je m -plo, para el acido carbonico, H2C03, se escribe

H2C03(ac) H+(ac) + HCO"j(ac) Kal = [H+] [HCO)l[H2C031

HCO-3(ac) ..H'(cc) + CQi-(ac) K a 2 = [ H + ] [ C O ~ - ][HeOl)'. (.:..

--Observe que la base conjugada de la primera etapa de ionizacion se convierte e n e lacido de la segunda etapa de ionizaci6n.En la tabla 15..5 se muestran las constantes de ionizacion de algunos acidos diproticosy de un acido poliprotico, Para un acido en particular, la primera constante de ion izac ion esmucho mayor que la segunda, y asi sucesivamente, Esta tendencia es logica ya que es m a ssencillo quitar un ion H+ de una molecula neutra que quitar otro H+ de un ion c a r g a d onegativamente derivado de la misma molecula,

En el siguiente ejemplo se calculan las concentraciones en el equilibria de todas la sespecies de un acido diprotico en disolucion acuosa.

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15.8 A CiD OS D IP RO TIC OS Y P OL IP RO TIC OS 617

TABLA15.5 Constantes de ionizacion de algunos acid os diproticos y poliproticoscomunesen agua a 25C

1.3 X 10-12

Ion dihidrogeno fosfato 1.6 X 10-7

Ion hidrogeno fosfato 2.1 X 10-2

EIH,SO, nunca se ha aislado y solo existe en concentraciones muy pequefias en las disoluciones acuosas del SO,. El valor de K, que se incluye aqui serefiereal proceso SO,(g) +H,O(/) ~ H'(sc) + HS03(ac) . Laconstante de ionizacion del HS- es muy pequefia y muy dificil de medir. EI valor que aparece en la tabla es solo un calculo.

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618 ,A CID OS Y BA SE S

.~Acido ox6lico

EJEMPLO 15.11.EI acido oxalico (CZH204) es una sustancia venenosa que se utiliza, sobre todo, como.agente blanqueador y limpiador (por ejemplo, para eliminar el sarro en las tinas de bafio)..Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibria de una diso....lucian 0.10M.Respuesta El acido oxalico es un acido diprotico (vease la tabla 15.5). Se empiezacon la primera etapa de ionizacion. .0Paso 1: En este momento, las especies importantes en la disolucion son el acido no

ionizado, los iones H+y la base conjugada, C2H04 . P a s o 2..~ Considere x como la concentracion de iones H+y C2H04 en el equilibrio, enrnol/L, y haga un resumen:.....: .:.. , .Inicial (M):Cambio (M):

. .. .C2H204(ac) 't .. ,. H'(cc) + C2H04(ac). .. i . . : . O . ~ . ] : O . : . } . , . : : . : .. . . . : . : 0.00 .. O ~ 0 0,':'::"_"," .. ,'. i: '.':' :.. ...............=:': :..:.:.:x : . . . . : .:,.;::.;:.:.:.~;; J . \ : \ . . + x

. .... .... .. ...'... . : , . . .,.~... : - ~ . . . . ".: '::. . ... . +x.

Paso 3 : . . E n la tabla 15.5 se muestra' .. , ", ' .: .,,: : .. : : ".: . : :.::. '. .

... ..... : .: ..:.X .: : : ... ~ : . : 6 . 5 :x 1 0 - 2. .. ....)to.. - .x . . : . .. . . . .: . :::. '

Aplique la aproximacion de.que 0..1 0.- x : : :=; O~Oy obtenga. . .. ' . '

:...... ..'. .

..........;/}~ (; .~ - . :2 . . .~.6.5)( 1 0 - - 2. . . : 0 } : O : - X . : . 0 1 0 .. . . . . . : . . ': : .: : ! ' I I : : . : ~ , : It

" .: ' .

", . : ... , "

x Z = 6.5 x 10-3. . . : x . ~ .8.1 x 10-2M.Compruebe la aproximacion,

:",>~.llO~M ',.', 100% = 81%.... O.lOM ... .Esclaro que la aproximacion no es valida. Por 10 tanto, se debe r es ol ve r l aecuaci6n de segundo grade

.: :

x2 +65 X lO -2 x - 65 x 10- 3~ O: : . : . . . .. . . .. . ' :. '.:: ": : . : , ... '

EI resultado es x = = 0.054 M.Paso 4: Cuando se ha alcanzado el equilibrio de la primera etapa de ionizacion, lasconcentraciones son

..[H+l.=0.054 M[C2H041 =0.054 M.. .[C2Hz041 = (0.10 - 0.054) M = 0.046 M

... .A continuacion se considera la segunda etapa de ionizacion.: :

:.Paso 1: En este momento, las especies principales son C2H04 , que aetna como e l aci -do en la segunda etapade ionizacion, H+, y la base conjugada C20~-.Considere y como la concentraci6n de iones H+ yC20~- en el equilibrio, e nmol/L, y haga un resumen: . . >

. ': : . , ... ..... :. : . ". : ; . P d s o 2:.. " . ..:;: .

" . . . . ::, .....: ..

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P ro bl ema s eme ja nte : 1 5.6 2.

E I ac id o f os f6 ric o e s, c on m uc ho , e lre sponsab le de l sabo r "chi speant e"d e la s p o pu la re s b eb id as d e c ola .

15.8 A CiD OS D IP RO TIC OS Y P OL IP RO TIC OS 619

Inicial (M):Cambio (M):En equilibrio (M):

Paso 3: La tabla 15.5 muestra K . = [ff+l[C40~-1=6.1 x 10-5[C2H04 1

(0.054 + y)(Y) 6.1 x 10-5(0.054-y)

Aplique la aproximacion de que 0.054 + Y "" 0.054 y 0.054 -y"" 0.054 y ob-tenga

X 10-5 M

Compruebe la aproximacion,6.1 X 10-5M'-----"'-_....__x 100% =0011%0.054M

La aproximacion es valida.Paso 4: En el equilibrio,

[CzHz041= 0.046 M[CzH0'410 (0.054 - 6.1 x 10-5)M =0.054 M[lJ+]= (0.054 + 6.1 x 10-5) M = 0.054 M[CPi-l = 6.1 x 10-5 M[()H-] = = J.O x X 10-13 M

EJERCIC IO DE pRACTICACalcule las concentraciones de CaH204 de los iones0.20 M de acido oxalico, e H+en una disolucion

En el ejemplo rs.irse muestra que para los acidos diproticos si Ka , ~ Kal, puedesuponerse que la concentracion de iones H+solo proviene de la primera etapa de ionizacion,Mas aun, la concentracion de la base conjugada para la segunda etapa de ionizacion esnumericamente igual a KalEI acido fosforico (H3P04) es un acido poliprotico con tres atomos de hidrogenoionizables:

H3POlae) ~ H'(se) +H2PO:j(ae) K a, = [W][H2P041 7.5 x 10 -3 [H3P041H2PO;;(ae) ~ H'(sc) +HPOi-(ae) K al,= [W][HPQi-} 6. 2 x 10-8[H2P04]HPOi-(ae) ~ H'(cc) + pel-Cae) Ka3= [W][POl-} 4.8 x 10-13[HPQi-]

Se ve que el acido fosforico es un acido poliprotico debil y que sus constantes de ionizacionpara la segunda y tercera etapas disrninuyen de manera notable. Por 10 tanto, se puede pre-decir que en una disolucion de acido fosforico la concentracion de acido no ionizado es lamas grande y que las unicas otras especies presentes tambien en concentraciones significa-tivas son los iones H+y H2PO:;.

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620 AC I DOS Y B ASE S

15.9 ESTRUCTURAMOLECULAR Y FUERZA DE LOS ACIDOS.............................................. 'III II 'III 1 1 -

La fuerza de los acidos depende de algunos factores, como las propiedades del disolvente,. la temperatura y, por supuesto, la estructura molecular del acido. Cuando se com para lafuerza entre dos acidos, se pueden eliminar algunas variables al considerar sus propiedadesen el mismo disolvente y a la misma temperatura y concentracion. Entonces, la atencion s eenfoca a la estructura de los acidos.

Considere cierto acido HX. La fuerza del acido se mide por su tendencia a ionizarse:

Hay dos factores que determinan el grado de ionizaci6n de l acido. Uno es la fuerza del- enlace H-X: -- cuanto mas fuerte es el enlace, es mas dificil que la molecula de HXse rompa y, por 1 0 tanto, el acido sera mds debil. E1 otro factor es la polaridad d el enla ceH~X ..La diferencia de electronegatividades entre H y X produce un enlace polar del tipo

8+ 8-H~XSi el enlace es muy polar, es decir, si hay una acumulaci6n grande de las cargas positiva ynegativa en .los atomos de Hyde X , HX tendera a romperse para fonnar iones H +y X-. P o r1 0 tanto, un alto grado de polaridad es caracteristico de un acido fuerte. A c on tin ua cio n s econsideran algunos ejemplos en los que tanto la fuerza del enlace como la polaridad del

OJ enlacejuegan un papel importante en la determinacion de la fuerza de acidez... .. ' .. Los halogenos forman una serie de acidos binarios denominados acidos halogenhidricos.

La fuerza de los .acidos halogenhidricos aum enta en el orden siguiente:HF -e Hel < HB r < HI :

. .Para revisa r Ia nomenc latu raI e l os a ci do s inorganicos vease

la seccion 2.8.

Como se muestra en la tabla 15.6, el HF tiene la energia de disociaci6n de enlace mas alta delos cuatro halogenuros de hidrogeno, Puesto que se requieren 568.2 kl/mol para rom per elenlace H-F, el HF es un acido debil, En el otro extreme de la sene, el HI tiene la menorenergia de enlace, por 1 0 tanto, el H I 'es el acido mas fuerte del gru po . E n esta serie de acidosla po larid ad d el en lace d ism inu ye d esd e el H F h acia el H I p orq ue el F es el m a s electronegativode los halogenos (vease la figura 9.5). Esta propiedad deberia aumentar la acidez del H Frespecto de la de los otros acidos halogenhidricos, pero su magnitud no es 1 0 suficienternen-te grande para cambiar la tendencia de las energias de disociaci6n del enlace.

Ahora, considere los oxiacidos, los cuales, como se estudio en el capitulo 2, contienenhidrogeno, oxigeno y algun otro elemento Z, que ocupa una posicion central. En la figura15.5 se m uestran las estructuras de L ew is de algunos oxiacidos com unes. C om o se puedever , e sto s acidos se caracterizan po r la presencia de uno 0mas enlaces O-H. El atomocentral Z a su vez tambien puede tener otros gropos unidos a el: .

TABLA 15.6 Energias de disociccien de enlace de los halogenurosde hidrogeno y fuerza de los acidos halogenhidricos

. . . ' . ' " , .. . ' .:.. ' .

.. .. .. ... .. . ..~ . . . ......,....... " ' , : .

. ., ... , . . . . . . . . . . . ..., .. . . .. 4 3 1 ~9.. '..................~.'/~"'.""~'.'. ....' ..uerte. , ' ':. " :.:. , . . .. . ..... . .. . . . : : : fuer te . .

fuerte

: 3 : 6 - 6 1 ' - . .. .. . . .: . ~ . _ _ . :: :.:.:.......... : : : . . . . .. ~. . .

:. : ... : : . : .....:.... ....... : .... . H - 1 . ... _. ... . .. 298.3, : - : - . .- .

' . . _v .. ; , .. ~.... ,.:, .. ,:.~ . r ~ _ ~

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F IG U R A 1 5.5 Esfrucfuras delewis de algunos oxi6cidoscomunes.Por simplificar, se hanomifido las cargos formales.

A medida que aumenta el mimero deoxidaci6n de un atomo, se

incrementa su capacidad para atraerhacia si los electrone~ de un enlace.

15.9 E ST RU CT UR AM OLE CU LA R Y F UE RZ A D E LO S A CiD OS 621

Acido nitrico

IHAcido fosforico Acido sulfurico

-,--Z-O-H/Si Z es un elemento electronegativo, 0 esta en un estado de oxidaci6n alto, atraera a los

electrones, con 1 0 cual el enlace Z-O es mas covalente y el enlace O-H es mas polar.Como consecuencia, aumenta la tendencia para donar el hidrogeno como H+:

.'\. 6- 8+ .'\.-Z--O-H ----+ -Z....:..o- + H+/ /Al comparar la fuerza de los oxiacidos, es conveniente dividirlos en dos grupos.

1. Oxiacidos que tienen diferentes dtomos centrales que pertenecen al mismo grupo de latabla periodica y que tienen el mismo numero de oxidacion. Dentro de este grupo, lafuerza de los acidos se incrementa a medida que aumenta la electronegatividad delatomo central, como.lo muestran el HCl03 y el HBr03:..:0:IH-O-'-CI-O :.. .. ..

..:0:IH-,-O-Br-O :.. .. ..El Cl Yel Br tienen el mismo numero de oxidacion, +5. Sin embargo, como el Cl es maselectronegative que el Br, atrae el par electronico que comparte con el oxigeno (en elgrupo Cl-O-H) en mayor medida que el Br. Como consecuencia, el enlace O-H esmas polar en el acido clorico que en el acido br6mico y se ioniza con mas facilidad. Asi,la fuerza relativa de los acidos es

2. Oxidcidos que tienen el mismo aiomo central pero diferente numero de grupos unidosa el. Dentro de este grupo, la fuerza acida se incrementa a medida que aumenta enumero de oxidaci6n del atomo central. Considere los oxiacidos del cloro que se mues-tran en la figura 15.6. En esta serie la capacidad del cloro para atraer electrones delgrupo OH (con 1 0 cual el enlace O-H es mas polar) aumenta con el mimero de atomosde 0 electronegativos unidos al Cl. Asi, el HCl04 es el acido mas fuerte porque tiene elmayor mimero de atomos de 0 unidos al Cl y la fuerza acida disminuye como sigue:

HCI04 >HCI03 >HCI02>HCIOEn el ejemplo 15.12 se compara la fuerza de los acidos basandose en su estructuramolecular.

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622 IAC ID OS Y BASES

FIGURA 15.6 Estructuras deLewis d e lo s o xi6c id os d el c lo ro .E I nu me ro d e o xid ac i6n d el 6tomode C / se muestra entre porentesi.Po r simplil icar, se h an o mitid o la sc ar go s fo rm a /e s. O bs er ve q ueounque el ac ido hipocloroso saescr ibe como He lO , el atomo deH esta entozado 0/ atomo de o.

Problema semejante: 15.66..

15.10

La palabra "hidrolisis" proviene delas palabras griegas hidro, que .

significa "agua" y [isis que signifiea"ruptura" .

. . " : " : : , ' . :. . . . : : : : ' : : . : ". ; : : : : : ' : - ' , . : : : . ~ : t , ' ' : : : : ' :: .: : : : : : ' : : ' : : ~ : ' : : : : : : : : ' : ' : . : : : : : : " .> ' : : : : :

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La hidrolisis de los iones metalicosse estudia en la pagina 625.

1S.10 P RO PIE DA DE S A CiD O-B AS E D E LA S S ALE S 623

El ion Na" hidratado no dona ni acepta iones H+.El ion NO) es la base conjugada del acidofuerte RN03 y no tiene afinidad por los iones H+. Como consecuencia, una disoluci6n quecontenga iones Na" y NO) es neutra, con un pH cercano a 7.

SALESQUE PRODUCEN DISOLUCIONES BAslCASLa disoluci6n de una sal derivada de una base fuerte y un acido debil es basica, Por ejemplo,la disociaci6n del acetato de sodio (CH3COONa) en agua esta dada por

El ion Na" hidratado no tiene propiedades acidas ni basicas. Sin embargo, el ion acetatoCH3COO- es la base conjugada del acido debil CH3COOH, y, por 10 tanto, tiene afinidadpor los iones H+. La reacci6n de hidr61isis esta dada por

Debido a que esta reacci6n produce iones OH-, la disoluci6n de acetato de sodio debe ser ba-sica. La constante de equilibrio para esta reacci6n de hidrolisis es la constante de ionizaci6nbasica del CH3COO-, por 10que se puede escribir (vease la pagina 615).

K ., = [C H3COOHHOH- ] = 5 6 X 10 -10b [C H3COO ] .

Debido a que cada ion CH3COO- que se hidroliza produce un ion OH-, la concentraci6n deOH- en el equilibrio es la misma que la concentraci6n de CH3COO- hidrolizado. Se puededefinir el porcentaje de hidrolisis como% de hidr61isis = [C H3COO-]hidrolizado x 100%

[C H )COO- ]in iciaI_~[O_H_-..::.:]eq::cu:!!!ilibri~o,,--100%[CH)COO-]iniciaI

En el ejemplo 15.13 se muestra un calculo basado en la hidrolisis del CH3COONa. Pararesolver problemas de hidr6lisis de sales, se sigue el mismo procedimiento que se utiliz6para acidos y bases debiles.

EJEMPLO 15.13Calcule el pH de una disoluci6n 0.15M de acetate de sodio (C1:I3COONa). loCua}eselpocentaje de hidrolisis?RespuestaPaso 1: En una disolucion de acetato de sodio las especies principales son los iones Na"

y CH3COO-. Debido a que se inicia con una disoluci6n 0.15 M de acetato.desodio, las concentraciones iniciales de los iones tambien son iguales a O .

De estos iones, solo se hidroliza el ion acetato. Se desprecia la contribuci6n4~iones H+y OH- debidos al agua. ../hPaso 2: Considere x como la concentracion de iones CH3COO- y OH- en el equilibrie]en mollL, y haga un resumen:

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.Inicial (M): .(Jambio (M): .Enequilibrio (M): ....

.......

. : . CHJC .Q Q~ ( a .c )* J :I 20 (1 ). ': .. .C.HjCp.OH(acl+OH-(ac). . . . . . .0 .15 : O . O Q . O~OO. . . . . : , . : + x

: : . : . x .

Pas()3~:Apartirdel analisis anteriorse escribe la constantede equilibrio de la hidrolisis,. ......la constantede ionizacionbasica, como. . : . " " , " ' : : : ' : " .

. .D eb idoa que K b es muy pequenay.laconcentracion inicial de la base es gran-de.isepuede aplicar la aproximacionde que 0.15 -X= 0.15: '

...... , . .... . ' ' ' . , .. .. .. .. . . . .' ........ , .... . ..... ' . , ' ' . " , ..... ' .. " ,", : " :" . '. .. .- , . . . . . ~ ; ; } ; , ~ } l l ~ ~ , ~ ; \ ~ : : i ; ~ ~ ; ) : ; i ~ : : ~ .x .1O~IOi .: ' ." . " : , :. :.: .

.... : : .. . .. . . . ::: : : . x . = = = : . 9 . 2 . x 10-() M" : : .

Paso: 4 . ~ : . : : ;.-Enel.equilibrio. .:: '. .. .

. ..fOH~] ~92 X ] O ~ : M : ..POH~-~og(9;2>

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.

FIGURA15.7 L a s s ei sm o le cu la s d e H 20 que rodean 0 1io n AJ 3+d e fo rm a o cto ed ric a. L aottocckm d el p eq ue iio ion AP+pa r l o s p a r es e le c ir on ic o s l ib re sd e lo s a la mo s d e o xfg en o es Ia ng ra n de q u e se d e bi li la n l osen la ce s O-H en una m olecu la deHP unida 0 1 c a li on me ta ll co , 1 0que permi le 1 0 perd ido de unp r ol on (H+)bacia una m olecu la deH 20 cerca na .

Po r c o in ci de nc ia , l a K, de l NHttie ne e l m i sm o v alo r n um eric o q ue la,d el CH ,COO - .

En e s ta r ea cc i6 n e l AI'+ h idr ata do s e 'c 1as ific a co mo un d on ado r d e

protones y, p or 1 0 ta nto , es u n ac id ode Brans ted .

+

o simplemente

15.10 P RO PIE DA DE S A CID O-B AS E D E LA S S AL ES 625

- +NH~(ac) ~ NH3(ac) +W(ac)

Observe que esta reaccion tambien representa la hidrolisis del ion N H . t . Debido a que seproducen iones H+, el pH de la disolucion disminuye. La constante de equilibrio (0 constan-te de ionizacion) para este proceso esta dada por

K = [NH3][H+] = K w = 1.0 X 10-14 = 5 6 X to-10a [NHt] Kb 1.8 X 10 5 .

y se puede calcular el pH de una disolucion de cloruro de amonio con el mismo procedi-miento utilizado en el ejemplo 15.13.

En principio, todos los iones metalicos reaccionan con til agua para producir una diso-lucien acida. Sin embargo, debido a que la proporcion de hidr6lisis es mayor para los cationesmetalicos pequefios y con carga elevada, como AIl+, Cr3+,Fe3+, BP+ y Be2+,en general sepuede despreciar la interaccion con el agua de los iones de los metales alcalinos y de lamayor parte de los metales alcalinoterreos, ya que es relativamente pequefia, Cuando sedisuelve en agua el cloruro de aluminio (AlC13), los iones AP+ toman la forma hidratadaAl(H20n+ (figura 15.7):Considere un enlace entre el ion rnetalieo y un atomo de oxigenode una de las seis molecules de agua en el Al(H20)~+:

.. HA l o~

~HEl ion AP+ cargado positivamente atrae la densidad electronic a hacia el, con 10que aumentala polaridad de los enlaces O-H. Como consecuencia, los atomos de H tienen mayor ten-dencia a ionizarse que los de las moleculas de agua que no estan implicadas en la hidratacion.EI proceso de ionizacion resultante puede escribirse como

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626 AcrDos Y B AS ES

Ob se rv e q ue e lAI(H20)~+e s u n a cid otan fuerte como el CH3COOH.

. -. .',

o simplementeLa constante de equilibrio para la hidr61isis del cation metalico esta dada por

_ [AI(OH)(H20)~+][H+] _ -5. K a - [Al(H20)~+1 . - 1.3x 10-Observe que Al(OH)(H20)~+ puede ionizarse tambien

y asi sucesivamente. Sin embargo, PO t 10 general basta considerar s610 la primera etapa d ela hidrolisis.

La proporcion de hidrolisis'es mayor para los iones mas pequefios y con carga mas a l t aporque un ion "compacto" con carga elevada es mas eficaz en la polarizacion del enlaceO-H y facilita la ionizacion, Esta es la razon por la cuallos iones relativamente grandes yde carga pequeiia, com o el N a" y el K +, n o se hidrolizan, ..

El siguiente ejemplo muestra el calculo del pH de una disoluci6n de A l (N 0 3 )3 .. " .- . . . . : : : : ./ :

EJEMPLO 15. :14: :..Calculeelpfldeunadisolucion 0.020 Mde Al(N03)3~: . : " ' ' 0 , ' : , '"

Respuesta .. , '"Paso 1: Como elAl(NO3)3es un electrolito fuerte, la disociaci6n inicial es

. . H20 . .A l (N03 )3 (s) .. ) A1 3+(ac)+ 3N0 3 (ac)0.020 MO.060 MSolo se hidroliza el ion A l 3 + . : Como en el caso del NH:, sepuede tratar l a

. . '. .hidrolisisdel A l 3 + como la ionizacion de su ion hidratado.Paso 2.~ Considere x como la concentracion deAl(OH)(H20)~+y de H+en el equilibrio,

en mollL:. :,: Inicial (M):

Cambia (M):AI(H20)~+(ac) AI(OH)(H20);+(ac) + H+(ac). . . . . . : . : . . . O . Q ~ :O . :. . .: . . : : .. . .. O . < J O : : : : : . : . :: , . : : :: : : : : : : : / . : : .~*:O() . . . ..

. . . ' . ...:.:........ .. . ...

. ' ',: .' " .. '. En equi librio (M):. ...( j : ~ : 9 ~ , 9 : i b . , : x . : : : : : : ::.Paso 3: Laconstantede equilibrio para la ionizacion es

.. ":.r-:.'_ :. '~ . . '.

. . :: , .... . ...... . - . .. : ' .: : . : : - - .. : : ,Aplique la aproximacion de q ue "O . 02 0 ~ x z 0.020 , y obtenga.. . . " "~: '. . :: .:. ":: ':. . . . . . . . . .. : . - : . : , , : . : . " " ".:::: :, :. . . .

" :..... :: '. : . ". . . :.,: . " .. ....::Entonces, el pH de la disolucion es . . '. . :::. " ' : ' , . .-" . " "'_ ' ..r

' , : ' . " , : : "': pH~-log(5.1>

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15.10 P RO PIE DA DE S A CiD O-B AS E D E LA S S ALE S 627

SALESEN LASQUE SEHIDROLIZAN TANTO ELCATION COMO ELANIONHasta ahora se han considerado sales en las que solo un ion puede hidrolizarse. En las salesderivadas de un acido debil y una base debil, se hidrolizan tanto el cation como el anion. Sinembargo, una disolucion que contenga una sal de ese tipo puede ser acida, basica 0neutra ..segun las fuerzas relativas del acido debil y de la base debil, Como las matematicas asociadasa este tipo de sistema son mas complicadas, el analisis se limitara a hacer predicciones cua-litativas respecto de este tipo de disoluciones, a partir de los siguientes lineamientos: K b >K . Si la K; del anion es mayor que la K . del cation.la disolucion debe ser basica

porque el anion se hidrolizara en mayor proporcion que el cation. En el equilibrio,habra mas iones OH- que H+.K b

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Por Ultimo, se observa que algunos aniones pueden actuar como un acido 0 como unabase ..Por ejemplo, el ion bicarbonato (HeOj) puede ionizarse 0 hidrolizarse como s i g u e(vease la tabla 15.5): ,,"

HCOj(ac}+ H20(l) .;:::..... H 30+(ac) +C~-(ac)HC03(ac) +H20(l) 4( H2C03(ac) +OH-(ac)

K,=4.8 X 10 - 11K; = 2.4 x 10-'

Debido a que K;>Ka, se predice que la reacci6n de hidrolisis excedera al proceso d eionizacion, Por 1 0 tanto, una disolucion de bicarbonato de sodio (NaHC03) sera basica .., .

, ~PROPIEDADES ACIDO-BASE DE LOS OXIDOSY LOS HIDROXIDOS... '" ,. ' '_ III. III " I II

Como .'se vio en el capitulo 8, los oxides pueden clasificarse como acidos, basicos 0anfotericos. Por 1 0 tanto, un estudio de las reacciones acido-base sin examinar las propieda-des de estos compuestos quedaria incompleto.

La figura 15.8 muestra las f6nnulas de numerosos oxidos de los elementos representa-tivos en su estado de oxidacion mas alto. Observe que todos los oxides de los metalesalcalinos y alcalinoterreos, con excepcion del BeD , son basicos, EI oxide de berilio y variosoxides metalicos de los grupos 3A y 4A son anfotericos, Los oxidos no metalicos de loselementos representativos con mimero de oxidacion alto, son acidostpor ejemplo, N20S ,S03 y e1207), pero los 6x.idos de los elementos representatives con mimero de oxidaci6nbajo (por ejemplo, CO y NO) no muestran propiedades acidas rnedibles. No se conocenoxides no metalicos que tengan propiedades basicas,

Los oxides metalicos basicos reaccionan con el agua para formar 'hidroxidos m e ta -licos; .. , f { 2 ( )

Na20(s} ) 2NaOH(ac)H~O.BaO(s) - )'Ba(OH)2(ac)

,.FIGURA 15.8 Oxidos de loselementos representativos en suestado de oxidaci6n mas alto.

22A

B e o l. ' ~~~E~~(H~g~hr

Oxide basico 188A1lA

6xido acido 16 .6A177A

Oxide anfoterico... .. : ., ' ~' :.... . . .... ..... "

. ,Na20 M _~ 338 44B 558 668 77B 8 9-- 88---""110 1 IIB.d --

.~~AI203~$'02:P4010:;: S03' C I 2 ~ 1 f !. ~~Wg.Hfi E~9>~~~uH~~r-. . ........ " . . ' .. :: :', .~,~, :>~:~~~

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En el capitulo 17 se analizaran lascausas y los efectos de la lIuvia

acida.

FIGURA15.9 ( Iz q ui er d o) . U nv as a c on a gu a 0 1 cua l se Ie h ana gr eg ad o u na s g ota s d eli nd ic a do r a zu l d e b romo tim o l.(Derecha) .A m ed ida que sea g re g a h i e /o s ee o 0 1 agua , e lCO 2 r eo cio na p ar a fo rm a r 6 cid oc a rbOni co ,e l c u al v ue lv e 6 c id a 1 0disoluci6ny c am bia el c olo r a zu la amar i I /o .

15.11 P RO PIE DA DE S A CiD O-B AS E D E LO S O XID OS Y L OS H ID RO XID OS 629

Las reacciones entre los oxides acidos y el agua son como sigue:cOz(g) +HzO(l) ~ H2C03(ac).803(g) + H20(l) ~ H2SOlac)NzOs(g)+ HzO(l) ~ 2HN03(ac)PPIO(S)+ 6HzO(l) ~ 4H3P04(ac)ClzOil)+ HzO(l) ~ 2HCIOlac)

La reaccion entre el CO2 y el H20 explica porque cuando el agua pura se deja en contactocon el aire (que contiene CO2) alcanza en forma gradual un pH alrededor de 5.5 (figura15.9). La reaccion entre el S03 y el H20 es responsable de la lluvia acida (figura 15.10).Las reacciones que ocurren entre los oxidos acidos y las bases y las que se dan entre losoxides basicos y los acidos se parecen a las reacciones acido-base ordinarias en las quelos productos son una sal y agua:

CO2(g) +2NaOH(ac)----7 N~C03(ac) + HzO(l)oxide acido base sal agua

oxido basico acido aguaal

Como 10 muestra la figura 15.8, el oxido de aluminio (AI203) es anfoterico, De acuerdocon las condiciones de reaccion, puede comportarse como un oxide acido 0 como un oxidebasico. Por ejernplo, el AIP3 acnia como base con el acido clorhidrico para producir una sal(AICl)) y agua:

y actua como acido con el hidroxidode sodio:

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630 AC 'D OS Y BASES

FIGURA15.10 Unbosquedanodo po r /0 /Juvia acida.

C uanto m ayor es el m im ero deo xid ac io n d el m e ta l, e l c ompue st o

s er a ma s c ov ale nt e; c ua nt o M eno r esel nu mero de o xid aci6n , elcompuesto s er a mas ionico,

Observe que solo se forma una sal en esta ultima reaccion, el NaAl(OH)4 [que contiene l o siones Na" y Al(OH)4]; no se produce agua. Sin embargo, esta reaccion puede clasificarsecomo acido-base porque el Al203 neutraliza al NaOH.Algunos oxides de los metales de transicion, en los que el metal tiene un m i m e r ode oxidacion elevado, actuan como oxides acidos, Dos ejemplos son el oxide de mangane-so(VII) (Mn207) Yel oxide de cromo(VI)'(Cr03), que reaccionan con el agua para produciracidos:

) 2HMn04(ac)ac ido pe rmangamicocr03(s ) +H20(J) - ......H2Cr04(ac)a ci do c r6mic o

;, ,HIDROXIDOS BASICOS Y ANFOTERICOS- I _ I I . . . . . . . . I I I . . . . . . . . . . i . . . . . . II

Se havisto que los hidr6xidos de los metales alcalinos y alcalinoterreos [excepto el Be(O H ) 2 ]tienen propiedades basicas, Los siguientes hidroxidos son anfotericos: Be(OH)2' A l ( O H ) 3 ,Sn (OH ) 2, Pb (OH ) 2, C r (OH ) 3' CU(OH)2 ' Zn(OH)2 Y Cd(OH)2 . Por e jemplo , el hidroxido d ealuminio reacciona tanto con acidos como con bases: ("$

Al(OH)3(s) + 3H+(ac) ---+) Al3+(ac) + 3H 20(1)AI(OH)3(S) +OH-(ac) Al(OH)4(ac)

Todos los hidr6xidos anfotericos son insolubles.Es interesante hacer notar que el hidroxido de berilio, igual que el hidroxido de alumi-

nio, es anfoterico:Be(OH)2(S) + 2H+(ac) ---+) Be2+(ac) + 2H20(l)

Be(OH)2(S) + 20H-(ac) ,.Be(OH)~-(ac),Este es otro ejemplo de las relaciones diagonales que ha y entre el berilio y el aluminio.

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1 5.12 AC iDO S Y BASES D E LEW IS 631

IDI.~~I~~~.~~~~~~~~~S .

L ew is p re sen t6 s u teo ria d e a cid os ybases en 1932, el m ism o a il.o e n q ue

Bransted i ntr od ujo la s uy a.

T oda s las b as es d e Brensted so nb as es d e L ew is .

F IG UR A 1 5. 11 Una r eo c ci on6 ci dc rb as e d e L e w is e ntr e B F 3yNH3.

Hasta aqui se han visto las propiedades acido-base en funci6n de la teoria de Brensted. Porejemplo, para que una sustancia se comporte como una base de Brensted debe tener lacapacidad de aceptar protones. Segun esta defmici6n tanto el ion hidr6xido como el amoniacoson bases:

H++-:O-H--+H"""70-H0.

H [ H j +I IH +:Z-H --+H-Z-HEn cada caso, el atomo al cual se une el prot6n tiene al menos un par de electrones libres.Esta propiedad caracteristica del OH-, del NH3 y de otras bases de Breasted, sugiere unadefinici6n mas general de acidos y bases.

El quimico norteamericano G.N. Lewis formul6 dicha definici6n. Definio lo que ac-tualmente se denomina una base de Lewis como una sustancia que puede donar un par deelectrones. Un ticido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Porejemplo, en la protonaci6n del amoniaco el NH3 acnia como una base de Lewis porque donaun par de electrones al prot6n H+,el cual acnia como un acido de Lewis porque acepta el parde electrones. Por 10 tanto, una reacci6n acido-base de Lewis es aquella que implica ladonaci6n de un par de electrones de una especie a otra. Dicha reacci6n no produce una salyagua.

La importancia del concepto de Lewis es que es mucho mas general que otras defini-ciones. Las reacciones acido-base de Lewis incluyen muchas reacciones que no incluyenacidos de Brensted. Considere, por ejemplo, la reacci6n entre el trifluoruro de boro (BF3) yel amoniaco para formarun aducto como compuesto (figura 15.11):

F H F HI I I IF-B+:N-H--+F-B-N-HI I I IF H F Hacido base

En la secci6n 10.4 se vio que el atomo de B en el BF3tiene una hibridaci6n Sp2.El orbita12pvacio que no participo en la hibridaci6n acepta e\ -pat ue e\ecttQnes ue\ NH3. Por \0 tanto, elBF3 funciona como un acido, de acuerdo con la definicion de Lewis, aunque no contenga unprot6n ionizable. Observe que se forma un enlace covalente coordinado entre los atomos deB y de N, como sucede en todas las reacciones acido-base de Lewis.

Otro acido de Lewis que contiene boro es el acido b6rico. EI acido b6rico (un acidodebil que se utiliza para el lavado.de los ojos) es un oxiacido con la siguiente estructura:

HI:0: ... I ..H-O-B-O-H.. ..acido b6rico

El acido b6rico no se ioniza en agua para producir un ion H+. Su reacci6n con el agua es:B(OH)lac) + HP(l) ~ B(OH)4(ac) + H'(ec)

En esta reacci6n acido-base de Lewis, el acido b6rico acepta un par de electrones del ionhidr6xido que se deriva de la molecula de H20.

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632 ,A CID OS Y B AS ES

EI carbono es un elemento delsegundo periodo. No puede expandir. . s u capa de valencia y s610 puede

acomodar ocho electrones de.valencia.

La hidratacion del dioxide de carbono para producir acido carbonico

puede entenderse en el esquema de Lewis como sigue: La primera etapa implica la d o n a -cion de uno de los pares electronicos libres del atomo de oxigeno en el H20 al atomodecarbono del CO2 Un orbital del atomo de carbono se vacia para acomodar el par electronicolibre, con 1 0 eual desplaza el par de electrones del enlace pi C-O. Estos desplazamientosde electrones se indican por medio de flechas curvas,

(~: 0._H " "+ ,".0 .: ,) H-Ch-CU r I I"o H:O:"Por 10 tanto, el H20 es una base de Lewis y el CO2 es un acido de Lewis. A continuacion, s etransfiere un proton al atomo de oxigeno que soporta una carga negativa, para f orma r e lH2C03 ; . : . -: . . ,~:

Otros ejemplos de reacciones acido-base de Lewis sonAg'(cc) + 2NH3(ac) ..;::::~===-Ag(NH3)~(ac)acido baseCd2+(ac) + 4I-(ac) ..;:::== CdIa-(ac)acido baseNi(s) + 4CO(g) , , ; : : = = Ni(CO)4(g)acido base

Es importante observar que la hidratacion de los iones metalicos es, en sl misma, u n areaccion acido-base de L ew is. D e este modo, cuando el sulfato de cobre(II) (CUS04) s edisuelve en agua, cada ionCu" esta asociado a seis moleculas de agua, como CU(H20 )~+ .E neste caso, el ion Cu2+ acnia como el acido y las moleculas de H20 acnian como la base.A unque la definicion de Lew is de acidos y bases tiene una m ayor im portancia par s ugeneralidad, se habla comunmente de "un acido" y de "una base" en terminos de la defini-cion de Bransted. En general, la expresion "acido de Lewis" se utiliza para sustancias q u e

. . pueden aceptar un par de electrones pero que no contienen atomos de hidrogeno ionizables.La clasificacion de acidos y bases de Lewis se demuestra en el siguiente ejemplo.

. . " .:. ,,":.::..: " '. . . . . . :'. - - . : , .: ::: . ' . ". " " : ' ~ . : : ::: . :.: ': ' : ' " : ' " .:" '' " : : . . :.:. : ' : . : . :~. , : : , .. :: ' , : :.. .: :: " . : : : . , : : :: . .' ' :" ': -. ,: ' .. : .:. : -, : ' . ' ' : . : . : ' . .' :: . .. . . . ::. ".. . .. . . . . . . " : : : : : " : : .: ' : . : . : : : ' : ' : : : " . .. . .. . .- ; , ; , ; , .: , ',: ' '' . ' . '" . . " . ' . ' ' . ' . ' . . ,' . . . . ' . - , . :. : . . " ." ' : ' . . : : ' : : . .. . ' : ,, ~ . ' . ' . . . . . ; . > . : : . . . .EJEMPLO 15. 16 .. . .. . . ... .: ..... : . .. . .. . . .. . . ~

Identifique el acido de Lewis y la base de Lewis e n cadaunadelas siguientes rea.cciones:a) SnC14(s) + 2CI-(ac) SnCl~-(ac} .. : .b) Hg2+(ac) +4CN-(ac) Hg(CN)~~(ac) .Respuesta a) En esta reaccion, el SnCl4 acepta dos pares de electrones de los ionesCI-. Por 1 0 tanto, el SnC14 es el acido de Lewis y el Cles la base de Lewis ..b) En estecaso, el ion Hg2+ acepta cuatro pares de electronesde los iones CN~,Por 1 0

. . Problema semejante: 15.90. . : tanto, el Hg2+ es el acido de Lewis y el CN- es la base de Lewis ..~E JE RC IC IO D E PRACT ICA

" : : - - ..Identifique el acido de Lewis y la base. de. Lewis en la reaccion.... 3+ . .... .. 3. Go:.(qc).~ .,6NtI3(~C).-;:::. .. Co(~fJ3)!j~(ac)...... : .,. . ... .. . . .. . ... .. ... .. . ..... : .. . :.

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15.12 AC IDO S Y BASES DE LEW IS 633

Antiacidos y el balance del pH en el estomago. . . . . . . . . . . . . . . .. . .Un adulto promedio produce diariamente entre 2 y 3 Lde juga gastrico. EI juga gastrieo es un fluido digestivodelgado y ocidc, secretado por las glandulas de la mem-brana mucosa que envuelve al estomcqo. Entre otrassustancias, contiene ccido clorhidrico. EI pH del jugagastrico es aproximadamente de 1.5, que correspondea una concentrocion de ccido clorhidrico de 0.03 M, esdecir, una concentrocion tan alta como para disolverzinc rnetolico. aCual es el proposlto de este medio tanacido? aDe donde provienen los iones H+? aQue sucedecuando hay un exceso de iones H+ en el estomago?

La figura que aparece a la derecha es un diagramasimplif icado del estomoqo. La envoltura interior esto for-mada por celulos parietales que, en conjunto, formanuniones compactas. EI interior de las celulos esto prote-gido de los alrededores por las membranas celulares.Estas membranas permiten el paso de agua y de mole-culas neutras hacia afuera y hacia adentro del estorno-go, pero por 1 0 cornun impiden el movimiento de ionescomo el H+, el No", el K+, y el CI-. Los iones H+ provie-nen del ccido carbonico (H2C03) que se forma comoresultado de la hidrotoclon del CO2, un producto finaldel metabolismo:

CO2(g) + H20(/) ~ H2C03(ac)H2C02(ac) ~ H+(ac) + HC03(ac)

Estas reacciones ocurren en el plasma sanguineo queirriga las celulcs de la mucosa. A troves de un procesoconocido como transporte activo, los iones H+ se mue-ven a troves de la membrana hacia el interior del est6-mago. (Lasenzimas ayudan a los procesos del transporteactivo.) Para mantener el balance electrico, una canti-dad igual de iones CI- tornbien se mueve desde el plas-ma sanguineo hacia el estorncqo. Una vez en elestorncqo, muchos de estos iones no pueden regresarpor dilusion al plasma sanguineo a troves de las mem-branas celulares.

EI proposito de un medio tan ocido dentro del est6-mago es digerir los alimentos y activar ciertas enzimasdigestivas. AI comer se estimula la secrecion de ionesH+. Una pequefio Ircccion de estos iones se reabsorbepor la mucosa, 1 0 que provoca diminutas hemorragias.Alrededor de medio millen de celulcs se renueva cadaminuto y un estornoqo sana se recubre por completo cadatres dias, mas 0 menos. Sin embargo, si el contenido deocido es demasiado alto, la afluencia constante de los

Alimento

Plasma sanguineo

(transporte activo)Un diagram a simplificado del estomago humano.

iones H+ de regreso al plasma sanguineo a troves de lamembrana puede causar controccion muscular, dolor,hinchozon, lnflornccion y sangrado. .

Con un onticcido se reduce temporalmente la con-centrocion de los iones H+ en el estomoqo. La Iuncionprincipal de los cntiocidos es neutralizar el exceso deHCI en el jugo gastrico. La tabla de la pcqlno 634 con-tiene los ingredientes activos de algunos onfiocidos po-pula res. Las reacciones por medio de las cuales seneutraliza el ccido estomacal son las siguientes:NaHC03(ac) + HCI(ac) ~

NaCI(ac) + H20(/) + CO2 ( g )CaC03(s) + 2HCI(ac) ~ CaCI2(ac) + H20(/) + CO2(g)MgC03(s) + 2HCI(ac) ~

MgCI2(ac) + H20(/) + CO2(g)Mg(OH)2(S) + 2HCI(ac) ~ MgCI2(ac) + 2H20(/)

AI(OHbNaC03(s) + 4HCI(ac) ~AICI3(ac) + NaCI(ac) + 3H20(l) + CO2(g)

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lkAlgunas preparaciones de antiacidoscomerciales de uso comun~ ! l : . . . . . . . . . , . . _ . _ . _ . _ . _ . . _ - _tj !rNOMBRE COM ERC IALB . ' . . .:r~-----.o-;;,.----.-----.._..._--......,_------PR INC IP IOS 'ACT IVOS

C arb on ato d e c alc ioAspirina, bicarbonato de s od io ,acido citrico

Aspirina, carbonato demagnesio, glicinato dealuminio

Aspirina, carbonato demagnesio, hidroxido dealurn ii o -g1ii n a

H id ro xid o d e magnesioD ihi dr ox ic ar bona to d e a lum in ioy sodio

Carbonato de calcio

Una tab/eta de Alka-Seltzer que se disuelve en agua /iberodioxido de carbone goseoso.

Elocido ccefilsolicilico es una'molecule relotivornenta "no polor Y I como tar, tiene 1 0 capacidad de penetrar lasbarreras de las membranas, que tornbien estcn hechasde molecules no polores. Sin embargo, dentro de 1 0membrana hay muchas pequefios cavidades de agua ycuando una molecule de ccido ocetilsollcilico entra auna de esas cavidades, se ioniza formando iones H + yocetilscliclloto. Estas especies i6nicas quedan otrapadasen las regiones internos de la membrana. El almacena ..miento continuo de iones por esto vi a debilita 1 0 es t ruc tu . .ra de 1 0 membrana y puede causar sangrado. Por cadatobleto de aspirino que se toma, se pierden alrededorde 2 m l de sangre, que es una canfidad que par 1 0general no S9 considera dcfiino. Sin emborqo, 1 0 occionde 1 0 aspirina puede desencadenar sangrados impor-tantes en algunos individuos. Es interesante observar que1 0 presencia de alcohol hace que el 6cido ocetilsclicilicosea todavia mas soluble en [0 membrana y, por cons i . .guiente, favorece el sangrado..,. ,

.... . .. . ." , ...

. . . . . I I 1 1 I II ' I I I 4 1 1 II I 1 1

Alka-Seltzer '.'lBuferin

:Aspirina-buferin

Leche de magnesiaRolaids

~~;[Turns.~~v---------------------':1 1 E I CO2 libercdo en 1 0 mayoria de estas reacciones au-menta 1 0 presi6n gaseosa de l est6mago y hace que 1 0persona eructe. La efervescencia que ocurre cuando unatobleto de alka ..seltzer se disuelve en agua es causadapor el dioxide de carbono, que se libera par 1 0 reacci6nentre el ocido citrico y el bicarbonato de sodio:~CAH705 (COOH) (Qc ) + NaHC03{ac) )

6cido citricoC4H705COONa{ac) + H20(l) + CO2( g )citrato de sodio~ r ~'~ jEsto ayuda a 1 0 dispersi6n de los ingredientes y tornbien~ \lmejoro el sabor de 1 0 d isoluci 6n .

La mucosa del est6mago tam bien se dana por lo~~iacci6nde 1 0 aspirino, cuyo nombre quimico es ccidol![acefilsalicilico. La ospirinc es un ocido moderadamente,J d;b I:~)e i:~:

' . :, : .. : : : _"' .. : : : :: ". . :.':. :. : ..... . .................. . . ... .< ~ ' < ' . . : . , i i.1

. .. . : :. :' : .: . . . .0 : . : : : . . : H 3: . . :,' . ' - : . - : " .

't"~"~'l:'. . : ' j : ' ' . : = :0"

; : : : : ; : . : : ' 0 : : 0 : r; : : : , ; : / : , c - ' : " -

. : . . f . . . .

.. .. : , ' 0 : : ' acido acetilsalicilico ion acetilsalicilato

H En presencia de una gran concentraci6n de iones H+ enel est6mago, este 6cido permanece casi sin ionizer.

RESUM EN DEECUACIONES CLAVE K w= [H+][OH-] pH =-log [H+] pOH = -Iog [OH-] pH + pO H =14.00

(15.2)(15.3)(15.4)(15.5)

.C on stan te d el p ro du cto io nico d el ag ua.Definicion depfl de una disolucion,Definicion del pOH de una disolucion.O tra form a d e la ecuacion (15.2 ).

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RESUMEN DE HECHOSY CONCEPTOS

PALABRAS CLAVEAcido de Lewis: p. 631Acido debit, p. 603Acido fuerte, p. 603Basede Lewis, p. 631Basedebit, p. 604

PREGUNTAS Y PROBLEMAS2A C ID O SY B AS ES D E B R" NS TE DPREGUNTAS DE REPASO

PR EGUNTAS Y PROBLEMAS 635

. de i . ., concentracion del acido ionizado en el equilibrio 100/porcentaje e romzacion = X 10concentracion inicial del acido(15.7) Relacion entre las constantes de ionizacion acida

y basica de un par conjugado acido-base.

(15.6)

1. Los acidos de Brensted donan protones y las bases de Brensted aceptan protones. Esta es ladefinicion a la que normalmente se refieren los terminos "acido" y "base".

2. La acidez de una disolucion acuosa se expresa como su pH, que se define como el logaritmonegativo de la concentracion de iones hidrogeno (en moI/L).

3. A 25C, una disolucion acida tiene un pH < 7, una disolucion basica tiene un pH > 7 y unadisolucion neutra tiene un pH =7.

4. Los siguientes acidos se c1asifican como acidos fuertes en disolucion acuosa: HCI04, HI, HBr,HCI, H2S04 (primera etapa de ionizacion) y RNOJ Las bases fuertes en disolucion acuosa inclu-yen los hidroxidos de los metales alcalinos y alcalinoterreos (excepto el beritio).

5. La constante de ionizacion acida K. aumenta al aumentar la fuerza del acido. De forma semejan-te, la K b expresa la fuerza de las bases.

6. EI porcentaje de ionizacion es otra forma de medir la fuerza de los acidos. Cuanto mas diluida esuna disolucion de un acido debil, mayor sera su porcentaje de ionizacion.7. EI producto de la con s tante de ionizacion de un acido y la constante de ionizacion de su base

conjugada es igual a la constante del producto ionico del agua.8. Las fuerzas relativas de los acidos pueden explicarse cualitativamente en funcion de su estructu-

ra molecular.9. La mayoria de las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo en sus iones cuando

se disuelven. La reaccion de estos iones con el agua, Hamada hidrolisis de la sal, puede producirdisoluciones acidas 0 basicas. En la hidrolisis de una sal, las bases conjugadas de los acidosdebiles forman disoluciones basicas en tanto que los acidos conjugados de las bases debilesproducen disoluciones acidas,

10 . Los iones metalicos pequefios con cargas elevadas, como el AP+ y el FeJ+, se hidrolizan paraformar disoluciones acidas,

11. La mayoria de los oxides pueden c1asificarse como acidos, basicos 0 anfotericos. Los hidroxidosmetalicos pueden ser basicos 0 anfotericos.12. Los acidos de Lewis aceptan pares electronicos y las bases de Lewis don an pares electronicos.En general, la expresion "acido de Lewis" se utiliza para sustancias que pueden aceptar pareselectronicos pero que no contienen atomos de hidrogeno ionizables.

Base fuerte, p. 604Constante de ionizacion acida

(K.), p. 607Constante de ionizacion basica

(Kb), p. 613

Constante del producto ionico,p.600

Hidrolisis de sales, p. 622Par conjugado acido-base,

p . 598

pH, p. 601Porcentaje de ionizacion,

p.612

15.2 Para que una especie actue como base de Brensted, unatomo en la especie debe tener un par electronico Iibre.ExpJique la razon de este requisito.IS.1 Defina los acidos y bases de Brensted. De un ejemplo de

un par conjugado en una reaccion acido-base. Problemas2 A men os q ue s e in diq ue o tr a c osa , s e co nsid era q ue la te mp era tu rae s25C . IS.3 Clasifi

capitulo 15

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