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TEORIA SOBRE ACIDOS Y BASES
Profesora: Clara Turriate Manrique
ÁCIDOS Y BASES
La palabra ácido se deriva del latín acidus, que significa agrio, y también se relaciona con la palabra latina acetum, que significa vinagre.Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.
Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno. Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el gas dióxido de carbono.
Las bases tienen un sabor amargo, dan sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases
Las bases tiene la capacidad de interaccionar con los ácidos para formar una sal y agua
Definiciones de ácido y baseTeoría Acido Base
Arrehenios Sustancia que produce H+ (H3O+) en agua
Sustancia que contiene hidróxilo y contiene iones hidróxilo en solución
Bronsted y Lowry
Donador de protones (H+)
Aceptador de protones (H+)
Lewis Cualquier especie que se enlace a un par de electrones no compartidos (receptor de par de electrones)
Cualquier especie que tenga un aun par de electrones no compartidos (donador de par de electrones)
Definición de un ácido
H+ H O H••••
+ OH-••
••••
ácido base
N H••
H
H
H+ +
ácido base
N H
H
H
H+
F B
F
F
N H••
H
H
F B
F
F
N H
H
H
+
ácido base
ácidobase base conjugada
ácido conjugado
Reacciones ácido base
Las sustancias cuyas soluciones acuosas son electroconductivas se llaman electrolitosLos ácidos, las bases, las sales son electrolitos
Electrolitos fuertes y débiles
• Electrolitos fuertes están prácticamente 100% ionizados en solución.
• La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes.
• Los ácidos, bases altamente ionizados se llaman ácidos o bases fuertes.
• Los ácidos y bases que son electrolitos débiles se llaman bases y ácidos débiles.
Fuertes Débiles
Mayor parte de las sales solubles
H2SO4
HNO3
HCl
HBr
HClO4
NaOH
Ca(OH)2
HC2H3O2
H2CO3
HNO2
H2SO3
H2S
H2C2O4
H3BO3
HClO
HF
O
H
H + O
H
H O
H
H H OH-+[ ] +
Propiedades ácido-base del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido base conjugada
baseácido
conjugado
autoionización del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
El producto iónico del agua
Kc =[H+][OH-]
[H2O][H2O] =constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular.
A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La disolución es
neutra
ácida
básica
El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La disolución es
neutra
ácida
básica
[H+] = 1 x 10-7
[H+] > 1 x 10-7
[H+] < 1 x 10-7
pH = 7
pH < 7
pH > 7
A 250C
pH [H+]pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00pH + pOH = 14.00
El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del planeta en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
Electrólito fuerte: 100% disociación
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrólito débil: no se disocia por completo
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Ácidos fuertes son electrólitos fuertes
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)
Ácidos débiles son electrólitos débiles
HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4
2- (ac)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)
Bases fuertes son electrólitos fuertes
NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O
KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O
F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)
Bases débiles son electrólitos débiles
NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)
Pares conjugados ácido-base:
• La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza medible.
• H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa.
• El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa.
¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
Inicial
Final
0.002 M
0.002 M 0.002 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?
Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Inicial
Final
0.018 M
0.018 M 0.036 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)
Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Ka =[H+][A-][HA]
Ka es la constante de ionización ácida
Ka
ácido débil fuerza
¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-][HF]
= 7.1 x 10-4
HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.50 0.00
-x +x
0.50 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.50 - x= 7.1 x 10-4
Ka x2
0.50= 7.1 x 10-4
0.50 – x 0.50Ka << 1
x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M
[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72
[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
¿Cuándo puedo usar la aproximación?
0.50 – x 0.50Ka << 1
Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta.
x = 0.0190.019 M0.50 M
x 100% = 3.8%Menor que 5%
Aproximación válida.
¿Cuál es el pH de una disolución 0.05 M HF (a 250C)?
Ka x2
0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M
0.006 M0.05 M
x 100% = 12%Más que 5%
Aproximación.no válida.
Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva.
En problemas de ionización de ácidos débiles:
1. Identificar las especies principales que pueden afectar el pH.
• En la mayoría de los casos, puede ignorar la autoionización del agua.
• Ignorar [OH-] porque se determina por [H+].
2. Escríbir Ka en términos de las concentraciones en equilibrio. Resuelva para x por el método de la aproximación. Si la aproximación no es válida, resuelva exactamente para x.
3. Calcular las concentraciones de todas las especies y/o pH de la disolución.
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuyaKa es 5.7 x 10-4?
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Inicial(M)
Cambio(M)
Equilibrio(M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4
Ka x2
0.122= 5.7 x 10-4
0.122 – x 0.122Ka << 1
x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M
0.0083 M0.122 M
x 100% = 6.8%Más que 5%Aproximación
no válida
Ka =x2
0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac
2ax =
x = 0.0081 x = - 0.0081
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Inicial(M)
Cambio(M)
Equilibrio(M)
0.122 0.00
-x +x
0.122 - x
0.00
+x
x x
[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09
Porcentaje de ionización =
Concentración del ácido ionizado en el equilibrioConcentración inicial del ácido x 100%
Para un ácido monoprótico HA
Porcentaje de ionización =
[H+]
[HA]0
x 100% [HA]0 = concentración inicial
Ácido débil
Ácido fuerte
% d
e Io
niza
ción
Concentración inicial del ácido
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Bases débiles y su constante de ionización básica
Kb =[NH4
+][OH-][NH3]
Kb es la constante de ionización básica
Kb
fuerza de base débil
Resuelva los problemas base débil como ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar de [H+].
Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac)
Ka
Kb
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw
KaKb = Kw
Ácido débil en su base conjugada
Ka = Kw
Kb
Kb = Kw
Ka
H X H+ + X-
La fuerza del enlace
La debilidad el ácido
La fuerza de un ácido depende de la polaridad del enlace y de la energía de enlace. Si aumenta la polaridad de enlace aumenta la ionización Si aumenta la energía de enlace disminuye la ionización.
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
El enlace O-H será más polar y más fácil de romper si:
Z es muy electronegativo o Z está en un estado de oxidación alto.
Z O H Z O- + H+
- +
HF << HCl < HBr < HI
Compuesto
HF
HCl
HBr
HI
EE. (Kj/mol)
568,2
431,9
366,1
298,3
Tipo de ácido
Debil
Fuerte
Fuerte
fuerte
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
La fuerza de los ácidos oxacidos aumenta con el aumento de la electronegatividad del átomo central
H O Cl O
O••
••••••
••
••••
••••
H O Br O
O••
••••••
••
••••
••••
Cl es más electronegativo que Br
HClO3 > HBrO3
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
La fuerza de los ácidos oxácidos aumenta cuando aumenta el número de oxidación del átomo central.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Ácido hipocloroso Ácido cloroso
Ácido clórico Ácido perclórico
Propiedades ácido-base de las salesDisoluciones neutras:
Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO3
-).
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Disoluciones básicas:
Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.
NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)H2O
CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)
Propiedades ácido-base de las sales
Disoluciones ácidas:
Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil
NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac)
H2O
NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac)
Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas más altas (por ejemplo Al3+, Cr3+ y Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte.
Al(H2O)6 (ac) Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac)3+ 2+