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Chemistry 140 Fall 2002
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Ácidos y Bases
Tema 9: Ácidos y Bases
Francisco García Calvo-Flores
F. G. Calvo-Flores Diapositiva 1 de 38 Tema 9: Ácidos y bases
Contenidos
9-1 Teoría de Arrhenius9-2 Teoría de Brønsted-Lowry9 3 Constante de ionización: Auto ionización del9-3 Constante de ionización: Auto-ionización del
agua y escala pH9-4 Ácidos y bases fuertes9-5 Ácidos y bases débiles: Grado de inonización9-6 Ácidos polipróticos9-7 Ioness como Ácidos and Bases9-8 Estructura Molecular y comportamiento ácido-
base 17-8 Lewis Acids and Bases
Focus On Acid Rain.F. G. Calvo-Flores Diapositiva 2 de 38Tema 9: Ácidos y bases
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Teoría de Arrhenius
• Ácido: cualquier sustancia que produzca iones hidrógeno en disolución acuosahidrógeno en disolución acuosa
• Base: cualquier sustancia que produzca iones hidroxilo en disolución acuosa:
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)H2O
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Teoría de Brønsted-Lowry
• Ácido donante de protones• Base aceptor de protones.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
base acido
NH4+ + OH- NH3 + H2O
baseacido
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Constante de ionización (base)
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
base acido
3 2 4
Kc= [NH3][H2O][NH4
+][OH-]
Kb= Kc[H2O] = [NH3]
[NH4+][OH-]
= 1.8·10-5[NH3]
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Constante de ionización (ácido)
CH3CO2H + H2O → CH3CO2- + H3O+CH3CO2H H2O CH3CO2 H3O
Kc= [CH3CO2H][H2O][CH3CO2
-][H3O+]
Ka= Kc[H2O] = = 1.8·10-5[CH CO H]
[CH3CO2-][H3O+]
a c[ 2 ][CH3CO2H]
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Fuerza relativa de ácidos y bases
HClO4 + H2O ↔ ClO4- + H3O+
NH4+ + CO3
2- ↔ NH3 + HCO3-HCl + OH- ↔ Cl- + H2O
H2O + I- ↔ OH- + HIH2O + I- ↔ OH- + HI
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Auto-ionización del agua
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Producto iónico del agua
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
Kc= [H2O][H2O][H3O+][OH-]
KW= Kc[H2O][H2O] = = 1.0·10-14[H3O+][OH-]
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pH y pOH
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
[H3O+] = [OH-] = (10-14)1/2 =10-7 M
•Disolucion ácida: [H3O+] > [OH-]
•Disolucion neutra: [H3O+] = [OH-]
[H3O+]=Kw / [OH-]
OH l [OH ]
pH = -log[H3O+]
•Disolucion básica: [H3O+] < [OH-]
pKW = pH + pOH = 14
pOH = -log[OH-]
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pH y pOH
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pH de algunas sustancias comunes
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Ácidos y bases fuertes
HCl CH3CO2H
Thymol Blue Indicator
pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH
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Ácidos y bases débiles
Ácido acético HC2H3O2 or CH3CO2H
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Ácidos débiles
Ka= = 1.8·10-5[CH3CO2H]
[CH3CO2-][H3O+]
3 2
pKa= -log(1.8·10-5) = 4.74
Ácido láctico CH3CH(OH) CO2H
C
O
R
Glicina H2NCH2CO2H
C
OH
R
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Constantes de ionización de ácidos y bases débiles
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Grado de inonización
HA + H2O H3O+ + A-
Grado de ionizacón (α) =[H3O+] a partir de HA
[HA] de partida
Porcentaje de ionización =[H3O+] from HA
[HA] originally · 100%
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Grado de ionización
[H O+][A ]Ka =
[H3O+][A-]
[HA]
Ka =nH3O+ A-
n
HAn
1 V
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Ácidos polipróticos
Ácido fosfórico:
H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4-
H PO + H O H O+ + HPO 2
Ka1 = 7.1·10-3
K 6 3 10 8H2PO4- + H2O ↔ H3O+ + HPO4
2-
HPO42- + H2O ↔ H3O+ + PO4
3-
Ka2 = 6.3·10-8
Ka3 = 4.2·10-13
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Ácido fosfórico
• Ka1 >> Ka2
• Todos los H3O+ se forman en la primera ionización.
• H2PO4- prácticamente no se ioniza.
• Se asume que [H2PO4-] = [H3O+].
• [HPO42-] ≈K 2[HPO4 ] Ka2
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Constantes de ionización de ácidos polipróticos
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Ácido sulfúrico
Ácido sulfúrico:
H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4- Ka = very large
HSO4- + H2O ↔ H3O+ + SO4
2- pKa = 1.96
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Hidrólisis: iones como ácidos y bases
CH3CO2- + H2O↔ CH3CO2H + OH-
base acido
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
baseacido
[NH3] [H3O+] [OH-] Ka= [NH4
+] [OH-]
[NH3] [H3O+] Ka= [NH4
+] = ?
=KW
Kb=
1.0·10-14
1 8·10-5= 5.6·10-10
[NH4 ] [OH ] Kb 1.8 10
Ka Kb = Kw
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Hidrolisis
• Rotura por acción del agua.
Na+ + H2O → Na+ + H2O
NH + + H O NH + H O+
Cl- + H2O → Cl- + H2O
No reaction
No reaction
H d l iNH4+ + H2O → NH3 + H3O+ Hydrolysis
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Estructura molecular y acidez
• ¿Por qué HCl es un ácido fuerte, y HF es débil?• ¿Por qué CH3CO2H es un ácido más fuerte
CH3CH2OH?
• Hay una relación entre estructura molecular y acidez• La energía de disociación de enlace se miden en fase• La energía de disociación de enlace se miden en fase
gaseosa y no en disolución
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Fuerza de ácidos binarios
HI HBr HCl HF
160 9 > 141 4 > 127 4 > 91 7Longitud de enlace 160.9 > 141.4 > 127.4 > 91.7 pm
297 < 368 < 431 < 569 kJ/mol
Longitud de enlace
Energía de enlace
109 > 108 > 1.3·106 >> 6.6·10-4acidez
HF + H2O → [F-·····H3O+]→ F- + H3O+
Par iónico Iones libres←
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Fuerza en oxoácidos
• Factores que favorecen el el efecto electrónatrayente sobre el enlace O-H del átomo de
íoxígeno– Alta electronegatividad (EN) del átomo central.– Un número elevado de átomos de O terminales en la
moléculas
H-O-Cl H-O-Br
ENCl = 3.0 ENBr= 2.8
Ka = 2.9·10-8 Ka = 2.1·10-9
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Fuerza de oxoácidos
S OO
O
H H····
·· ··
S OO
O
H H····
·· ··
O -···· ·· O -···· ··
S OO
O
H H····
·· ··
S OOH H···· ··
Ka ≈103 Ka =1.3·10-2
S OO
O
H H····
····
2+
··
·· ··-
S OOH H····
····
+··
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Fuerza de ácidos orgánicos
O·· ··H H H
C OCH H····
H
OCH H····
H
C
H
K = 1 8·10-5 K =1 3·10-16
acetic acid ethanolKa 1.8 10 Ka 1.3 10
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Aniones derivados de ácidos
··
H
C
H
-OCH ··
H
C
H
OH O-
H
··
C
O
CH-
H
C
O
CH
H
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Efectos estructurales
CC
O
H
H
K = 1 8·10-5
H
C
O
CH-
H
H OH H H H H
Ka 1.8 10
Ka = 1.3·10-5
C
H
CH
H
C
O -C
H
C
H
C
H
C
H
C
H
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Structural Effects
CC
O
H
H
K = 1 8·10-5C
O
CH-
H
Ka 1.8 10
Ka = 1.4·10-3
CC
O
H
Cl
O -H
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Aminas como bases
H H
NH
H·· NBr
H
··
pK = 4 74 pK = 7 61
amoniaco bromoamina
pKb = 4.74 pKb = 7.61
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Aminas como bases
H HH HH H
CH
H
H
C
H
H
CH
H
H
C
H
H
CH
H
H
C
H
H
methylamine ethylamine propylamine
NH2 NH2 NH2
pKb = 4.74 pKb = 3.38 pKb = 3.37
methylamine ethylamine propylamine
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Efectos de resonancia
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Efecto inductivo
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Ácidos y bases de Lewis
Ácido de Lewis – especies (Átomos, iones or moléculas) acceptores de
lelectrones.Bases de Lewis
– Especies donantes de pares de electrones.
base ácido adducto
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Movimiento de electrones
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