Post on 30-Jul-2015
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Soluciones acuosas
Profesora: Clara Turriate Manrique
Numerosas sustancias y productos comerciales que usamos a diario son ácidos o bases.
Sustancias ácidas:
antiácidos (leche de magnesia), jabones y detergentes, soda cáustica
la mayoría de las frutas, bebidas carbonatadas, té, electrolito de las baterías, contaminación atmosféricas por lluvia ácida.
Sustancias básicas
ACIDOS
• Tienen sabor agrio• Son corrosivos a la piel• Enrojecen ciertos
colorantes• Disuelven sustancias• Atacan a los metales (Mg,
Zn, Fe) desprendiendo H2
• Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH)
H+
BASES• Tienen sabor amargo
• Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel
• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
• Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos)
OH-HCl + Mg → H2 + MgCl
Propiedades generales de ácidos y bases
TEORIAS ACIDO-BASE
Teoría de Arrhenius (1883) (1883)
Toda sustancia que en disolución acuosa cede protones (libera iones hidrógeno, H+)
HA H+ (ac) + A- (ac)
Acido
Ej: HCl, HF, HNO3
Base Toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidroxilo (OH-)
BOH B+ (ac) + OH- (ac)
Ej: NaOH, KOH
Svante August Arrhenius(1859-1927)
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.
1903III premio Nobelde Química
Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (Ej: NH3 líquido)
Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
Limitaciones:
Brønsted-Lowry (1923)Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)
ácido base baseácido
Transferenciaprotónica
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)
Lewis (1923)Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
Gilbert Newton Lewis(1875-1946)
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N:H
H
+ B F
F
F
H NH
H
B F
F
F
base ácido
ácidobase base conjugada
ácido conjugado
Reacciones ácido base
Las sustancias cuyas soluciones acuosas son electroconductivas se llaman electrolitos.Los ácidos, las bases, las sales son electrolitos
A. FUERTESA. FUERTESSe ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio
Ácido fuerteÁcido fuerte
Ácido débilÁcido débil
Cede fácilmente un protón
Cede con dificultad un protón
HCl, HClO4, HNO3, H2SO4
CH3COOH, H2CO3, HCN, HF
A. DÉBILESA. DÉBILESSe ionizan en pequeña proporción en solución diluida
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
HCl+ H2O H3O+ + Cl-
ACIDOS FUERTES Y DEBILES
Algunos ácidos comunes
Sulfuric Acid H2SO4 Battery acidPhosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar
Name Formula Common Name
.
BASES FUERTES Y DÉBILES
Base fuerteBase fuerte
BasedébilBasedébil
Acepta fácilmente un protón
Acepta un protón con dificultad
NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl
Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: bases FUERTES
PARCIALMENTE: bases DÉBILES
Algunas bases comunes
Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia
Name Formula Common Name
.
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
ESCALA pH
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
EQUILIBRIO DE ACIDOS Y BASES
HA
AHKa
*HA H+ + A-
BOH B+ + OH- BOH
OHBKb
*
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq
a
w
3
3b K
K
]O[H
]O[H
[B]
]][OH[BHK
a
w
3
3b K
K
]O[H
]O[H
[B]
]][OH[BHK
Kw = Ka Kb
ACIDOS FUERTES
Nombre del ácido Ecuación de la disociaciónÁcido clorhídrico HCl H+ + Cl-
Ácido yodhídrico Hl H+ + l-
Ácido nítrico HNO3 H+ + NO3-
Ácido yódico HIO3 H+ + lO3-
Ácido bromhídrico HBr H+ + Br-
Ácido perclórico HClO4 H+ + ClO4-
Nombre delácido
Ecuación de la disociación kA
Ácido fluorhídrico HF H+ + F- 6.75 * 10-4
Ácido nitroso HNO2 H+ + NO2- 5.1 * 10-4
Ácido fórmico HCOOH H+ + HCOO- 1.77 * 10-4
Ácido acético CH3COOH H+ + CH3COO- 1.78 * 10-5
Ácido hipocloroso HClO H+ + ClO- 2.95 * 10-8
Ácido cianhídrico HCN H+ + CN- 4.8 * 10-10
ACIDOS DEBILES
Base Ecuación de la disociación Kb
Hidróxido desodio
NaOH Na+ + OH-
Hidróxido depotasio
KOH K+ + OH-
Amoniaco NH3 + H2O NH4+ + OH- 1.78 * 10-5
Metilamina CH3 NH2 + H2O CH3NH3+ + OH-- 4.40 * 10-4
Piridina C5H5 N + H2O C5H5NH+ + OH-- 1.70 * 10-9
BASES MONOPROTICAS COMUNES
Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACIONNEUTRALIZACION
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
Ácido + Base Agua + Sal
HCl + NaOH H2O + NaCl H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4
H+ + OH- H2O
Disolución neutra
NEUTRALIZACIÓN
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
¿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
¿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.
¿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
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+
INDICADORES.INDICADORES.
Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/baseconjugadas presentan colores diferentes.
HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind (aq)
Color A Color B
Cuando a una disolución le añadimos un indicador,estarán presentes las dos especies HInd e Ind.
[HInd]
]O][H[Ind(HInd)K 3
a
¿Qué color veré?
• Si [HInd]/[Ind] 10 Color A (predomina forma ácida)
• Si [HInd]/[Ind] 0.1 Color B (predomina forma básica)
• Si 0.1[HInd]/[Ind]Color mezcla de A y B
El cociente depende de la Ka y del pH:
][Ind
[HInd]K]O[H Ind3
[HInd]
]O][H[IndK 3
Ind
Intervalo de viraje (2 unidades de pH)
MEDICIÓN DE pHPapel
Indicador Universal
pH-metro
Intervalos de viraje de indicadores