EUILIBRIO HOMOGENEO FASE LIQUIDA

2013-A

Usos de algunos ácidos y bases comunes18.1 Algunos ácidos y bases comunes y sus usos en el hogar

Sustancia Fórmula UsoÁcidosAcido acético (vinagre) CH3COOH (o HC2H3O2) Saborizante, conservadorÁcido cítrico H3C6H5O7 SaborizanteÁcido fosfórico H3PO4 Removedor de óxidoÁcido bórico B(OH)3 (o H3BO3) Anticéptico suave; insecticidaSales de aluminio NaAl(SO4)2·12H2O En polvos para hornear, con

carbonato ácido de sodioÁcido clorhídrico HCl Limpiador de azulejos, de (ácido muriático) cerámica y ladrillos BasesHidróxido de sodio (sosa) NaOH Limpia hornos, destapa cañosAmoniaco NH3 Limpiador caseroCarbonato de sodio Na2CO3 Suavizante de agua, removedor de grasaCarbonato ácido NaHCO3 Extintor de fuego, agente esponjante en mezclas de pastel (bicarbonato de sodio), antiácido suaveFosfato de sodio Na3PO4 Limpiador para superficie antes de pintar o tapizar

Extensión dedisociaciónpara ácidos

fuertes ydébiles

Antes de la disociación

A Ácido fuerte: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Después de la disociación

B Ácido débil: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Nú

mero

rela

tivo d

e m

ole

s

Ácidos monoprotónicosHCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

CH3COOH H+ + CH3COO-

Electrolito fuerte, ácido fuerte

Electrolito fuerte, ácido fuerte

Electrolito débil, ácido débil

Ácidos diprotónicosH2SO4 H+ + HSO4

-

HSO4- H+ + SO4

2-

Electrolito fuerte, ácido fuerte

Electrolito débil, ácido débil

Ácidos triprotónicosH3PO4 H+ + H2PO4

-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

3-

Electrolito débil, ácido débil

Electrolito débil, ácido débil

Electrolito débil, ácido débil

4.3

Un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, es capaz de conducir corriente eléctrica.

Un no electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, no es capaz de conducir corriente eléctrica.

No electrolito Electrolito débil Electrolito fuerte

Electrolito fuerte – 100% ionizado

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrolito débil – se ioniza parcialmente

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

¿Se conduce la electricidad en solución?

Cationes (+) y Aniones (-)

¿Un no electrolito no conduce la electricidad?

Ni cationes (+) ni aniones (-) en solución

C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)H2O

Electrolito fuerte – se disocia al 100%

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrolitos débiles – no se disocian completamente

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Los ácidos fuertes son electrolitos 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)

Los ácidos débiles son electrolitos 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)

Las bases fuertes son electrolitos fuertes

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O

Reacción de zinc con un ácido fuerte y un ácido débil

La hidratación es el proceso por el cual un ion es rodeado por moléculas de agua orientadas en una manera específica.

d+

d-

H2O

El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua

Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.

Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.

ácidobase base conjugada

ácidoconjugado

Constante ácida:Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base

REACCION ACIDO DEBIL CON BASE DEBIL

CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+

ACIDO

BASE BASE

ACIDO

CONJUGADO

CONJUGADA

DISOCIACION DEL ACIDO ACETICO

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

ACIDO BASE BASE

CONJUGADA

ACIDO

CONJUGADO

La disociación del ácido fosfórico

El ácido fosfórico es un ácido débil y normalmente sólo cede un protón en solución, pero cederá los tres cuando reacciona con una base fuerte con calor. La constante de ionización se obtiene por comparación.

H3PO4 (ac) + H2O(l) H2PO4–

(ac) + H3O+(ac)

H2PO4–

(ac) + H2O(l) HPO42–

(ac) + H3O

HPO42–

(ac) + H2O(l) PO43-

(ac) + H3O

H3PO4 (ac) + 3 H2O(l) PO43–

(ac) + 3 H3O

DISOCIACION DEL AMONIACO

NH3 + H2O NH4+ + OH-

BASEACIDO

BASEACIDO

CONJUGADOCONJUGADA

Ejemplos de pares conjugados

Ácido + Base Base + Ácido

Par conjugado

Par conjugado

R1 HF + H2O F– + H3O+

R2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN

R3 NH4+ + CO3

2– NH3 + HCO3–

R4 H2PO4– + OH– HPO4

2– + H2O

R5 H2SO4 + N2H5+ HSO4

– + N2H62+

R6 HPO42– + SO3

2– PO43– + HSO3

–

Identificación de pares conjugados ácido-base

Problema: Las siguientes reacciones químicas son importantes en procesos industriales. Identifique los pares conjugados ácido-base.a) HSO4

–(ac) + CN–

(ac) SO42–

(ac) + HCN(ac)

b) ClO–(ac) + H2O(l) HClO(aqc) + OH–

(ac)

c) S2–(ac) + H2O(ac) HS–

(aqc) + OH–(ac)

Plan: Para encontrar los pares conjugados, encontramos las especies que donan un H+ y las especies que lo aceptan. El ácido (o base) a la izquierdase convierte en su base conjugada (o ácido) a la derecha.Solución:

a) El protón es transferido del sulfato al cianuro, por tanto: HSO4

–(ac)/SO4

2–(ac) y CN–

(ac)/HCN(ac ) son los pares ácido-base.b) El agua cede un protón al anión hipoclorito, por tanto: ClO–

(ac)/HClO(ac) y H2O(l) / OH–(ac ) son los pares ácido-base.

c) Uno de los protones de agua se transfiere al ion sulfuro, por tanto: S2–

(ac)/HS–(ac) y H2O(l)/OH–

(ac) son los pares ácido-base.

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

base ácido 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-ion (Kw) es el producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.

A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La solución esneutral

ácida

básica

¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 0.13 M?

Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = 0.13 M

[OH-] =Kw

[H+]1 x 10-14

0.13= = 7.7 x 10-14 M

El significado de Ka, la constante de disociación del ácido

Para la ionización de un ácido, HA:HA(aqc) + H2O(l) H3O+

(ac) + A–(ac)

Kc = [H3O+] [A–][HA] [H2O]

Como la concentración de agua es alta y no cambia significativamente durante la reacción, su valor es absorbido en la constante.

Por tanto:

Kc =[H3O+] [A-]

[HA]A mayor fuerza del ácido, mayor es la [H3O+]en el equilibrio, y mayor es la Ka:

Ácido más fuerte alta [H3O+] mayor Ka

Para un ácido débil con una Ka relativamente alta (~10-2 ), una solución 1 M tiene ~10% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka moderada (~10-5 ), una solución 1 M tiene ~ 0.3% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka relativamente baja (~10-10 ), una solución 1 M tiene ~ 0.001% de las moléculas de HA disociadas.

Ácido yódico (HIO3)

Ácido cloroso (HClO2)Ácido nitroso (HNO2)Ácido fluorhídrico (HF)

Ácido fórmico (HCOOH)

Ácido benzoico (C6H5COOH)

Ácido acético (CH3 COOH)

Ácido propanoico (CH3CH2COOH)

Ácido hipocloroso (HClO)Ácido hipobromoso (HBrO)Ácido cianhídrico (HCN)

Fenol (C6H5OH)

Ácido hipoyodoso (HIO)* El tipo rojo indica el protón ionizable; las estructuras tienen carga formal cero.

FU

ER

ZA

ÁC

IDA

Tabla 18.2 Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC.Nombre (fórmula) Estructura de Lewis* Ka

Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos

Carácter ácido-base y la escala pH

En soluciones ácidas, los protones que son liberados en la solución no quedarán solos debido a su gran densidad de carga positiva y tamaño pequeño. Éstos serán atraídos a los electrones cargados negativamente en los átomos de oxígeno en agua, para formar iones hidronio.

H+(ac) + H2O(l) = H3O+

(l) [H+] = [H3O+]

Para manejar variaciones muy grandes en las concentraciones del ion H en soluciones acuosas se usa la escala de pH, que consiste en:

pH =-log[H3O+]

pH de una solución neutra = 7.00pH de una solución ácida < 7.00pH de una solución básica > 7.00

Los valores de pH de algunas

soluciones acuosas familiares

[H3O+]

[OH–]

[OH–] = KW

[H3O+]

soluciónneutra

soluciónácida

soluciónbásica

[H3O+]> [OH–]

[H3O+]< [OH–]

[H3O+] = [OH–]

Amoniaco casero (11.9)

Leche de magnesia (10.5)

Solución detergente (10)

Sangre (7.4)Agua de mar (7.0-8.3)

Leche (6.4) NEUTRO

Orina (4.8-7.5)Agua de lluvia sin contaminar (5.6)

Cerveza (4.0-4.5)

Vinagre (2.4-3.4)

Jugo de limón (2.2-2.4)

Lejía (13.0)

NaOH 1 M (14)

Ácido estomacal (1.0-3.0)

HCl 1 M (0.0)

M

ÁS

BÁ

SIC

O

MÁ

S Á

CID

O

La relación entre Ka y pKa

Nombre del ácido (Fórmula) Ka a 25oC pKa

Ion sulfato ácido (HSO4–) 1.02 x 10–2 1.991

Ácido nitroso (HNO2) 7.1 x 10–4 3.15

Ácido acético (CH3COOH) 1.8 x 10–5 4.74

Ácido hipobromoso (HBrO) 2.3 x 10–9 8.64

Fenol (C6H5OH) 1.0 x 10-10 10.00

Relacionesentre [H3O+],pH, [OH–] y pOH

NEUTRO

BÁSICO

ÁCIDO

MÁ

S Á

CID

O

MÁ

S B

ÁS

ICO

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una región del noreste del Perù en un día normal era de 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 del ion OH- de una muestra de sangre es de 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

¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10-3 M de HNO3 ?

HNO3 es un ácido fuerte – Se disocia al100%

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 solución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ?

Ba(OH)2 es una base fuerte – Se disocia al 100%

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) = 12.6

¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de 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 se puede utilizar la aproximación siguiente?

0.50 – x 0.50Ka << 1

Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído.

x = 0.019 0.019 M0.50 M

x 100% = 3.8%Menor que 5%

La aproximación estaría correcta.

¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 250C)?

Ka x2

0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M0.05 M

x 100% = 12%Mayor que 5%

La aproximación no estaría correcta.

Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrada o el método de aproximación.

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M si su Ka es de 5.7 x 10-4?

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

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%Mas del 5%

No estaría bien por este método

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 equilibrio

Concentración inicial del ácidox 100%

Para un ácido monoprótico HA

Porcentaje de =ionización

[H+][HA]0

x 100% [HA]0 = concentración inicial

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

Bases débiles y constantes de ionización de bases

Kb =[NH4

+][OH-][NH3]

Kb es la constante de ionización de las bases

KbFuerza de

BasesDébiles

Resuelve problemas de bases débiles como ácidos débiles, pero resuelve para [OH-] en vez de [H+].

Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base

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

Ácidos débiles y su base conjugada

Ka = Kw

Kb

Kb = Kw

Ka

La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago

NaHCO3 (ac) + HCl (ac)

NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Mg(OH)2 (s) + 2HCl (ac)

MgCl2 (ac) + 2H2O (l)

El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta.

La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil.

Considere la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH (ácido débil).

CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)

CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac)

Ion

común

Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA.

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

NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac)Ka =

[H+][A-][HA]

[H+] =Ka [HA]

[A-]

-log [H+] = -log Ka - log [HA]

[A-]

-log [H+] = -log Ka + log [A-][HA]

pH = pKa + log [A-][HA]

pKa = -log Ka

Ecuación de

Henderson-Hasselbalch

pH = pKa + log[base conjugada]

[ácido]

¿Cuál es el pH de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK?

HCOOH (ac) H+ (ac) + HCOO- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.30 0.00

-x +x

0.30 - x

0.52

+x

x 0.52 + x

Efecto del ion común

0.30 – x 0.30

0.52 + x 0.52

pH = pKa + log [HCOO-][HCOOH]

HCOOH pKa = 3.77

pH = 3.77 + log[0.52][0.30]

= 4.01

¡Mezcla de ácido débil y base conjugada!

Una solución Buffer es una solución de:

a)Un ácido débil con una sal que contiene el anión del

ácido débil (buffer ácido)

b)Una base débil con una sal que contiene el catión de

la base débil (buffer básico)

Una solución Buffer tiene la propiedad de resistir cambios bruscos en el pH al agregar pequeñas cantidades ya sea de un ácido o una base.

¿Cuáles de los siguientes son sistemas Buffer? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3

(a) KF es un ácido débil y F- es su base conjugadasolución Buffer

(b) HBr es un ácido fuerteNo es una solución Buffer

(c) CO32- es una base débil y HCO3

- es su ácido conjugadosolución Buffer

TitulacionesEn una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa.

Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa

Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia

Agregar lentamente una basea un ácido desconocido

HASTA que cambie de color a

(rosa)

Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte

NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac)

OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l)

Titulación de un ácido débil con una base fuerte

CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l)

CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l)

CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac)

En el punto de equivalencia (pH > 7):

Titulación de un ácido fuerte con una base débil

HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)

NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac)

En el punto de equivalencia (pH < 7):

H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)

Indicadores ácido-base

HIn (ac) H+ (ac) + In- (ac)

10[HIn][In-]

Color del ácido (HIn) predomina

10[HIn][In-]

Color de la base conjugada (In-) predomina

Curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO2 con KOH ?

Ácido débil titulado con una base fuerte.En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil.En el punto de equivalencia, pH > 7Se usaría rojo crisol o fenoftaleina

pH y solubilidad

Mg(OH)2 (s) Mg2+ (ac) + 2OH- (ac)

Kps = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11

Kps = (s)(2s)2 = 4s3

4s3 = 1.2 x 10-11

s = 1.4 x 10-4 M [OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M pOH = 3.55 pH = 10.45

Equilibrio iónico complejo y solubilidad

Un ion complejo, es un ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más iones.

Co2+ (ac) + 4Cl- (ac) CoCl4 (ac)2-

Kf =[CoCl4 ]

[Co2+][Cl-]4

2-

La constante de formación o la constante de estabilidad (Kf), es el equilibrio constante para la formación compleja del ion.

Co(H2O)62+ CoCl4

2-

KfEstabilidad

de la complejidad