UNI - FIQT

Área Académica de Ciencias Básicas

Profesor: Jaime Flores Ramos

EQUILIBRIO IÓNICO

Ácidos• Sabor agrio. • El HCl que segregamos en el estomago. • Quema perforando la piel. • Cambian el color del tornasol de azul a rojo.• Reaccionan con los metales activos, liberando hidrógeno.• Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos produciendo dióxido de carbono.• Ejemplo: Vinagre, frutas cítricas, ....

Bases o álcalis

• Tienen un sabor amargo. • Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen •bases • Quema descamando la piel • Cambian el color del tornasol de rojo en azul.• Ejemplo: Soda caustica, leche de magnesia, jabón, ….

PROPIEDADES GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y BASES

TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

1. Teoría de Arrhenius (1884)

Ácido: Sustancia que contienen hidrógeno y pueden disolverse en agua originando iones hidrógeno, H+

HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que contienen grupos OH y en disolución

acuosa origina iones hidróxido, OH-

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)

Svante August Arrhenius(1859-1927)

“En reconocimiento a los extraordinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”.

Premio Nobel de Química, 1903

Se requiere una perspectiva más general

• La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidróxido.

• La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad también existen reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Limitaciones:

a)Teniendo en cuenta la teoría de Arrhenius,

reconoce en los siguientes compuestos cuáles son

ácidos y cuáles son bases:

HI, NaCl, Mg(OH)2 LiOH, H2SO3,

CaCO3, H2S, HNO2, HCO3

b)Establece la ecuación iónica para cada una de las

bases y ácidos del ejercicio anterior

,

ACTIVIDAD 1

2. Bronsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder protones, H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones, H+

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Ácido Base Base conj.Ácido conj.

TransferenciaProtónica

NH3(aq) + H2O(ℓ) NH4+ (aq) + OH- (aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico del NH3

Ventajas

Sustancia anfótera(puede actuar como

ácido o como base)

Par conj. ácido-base

Par conjugado ácido-base

ÁcidoBase

El agua es anfótero

Según La teoría de Bronsted y Lowry

El agua puede reaccionar tanto con ácidos como con bases

• Agua como base El agua actúa como base en presencia de un ácido más

fuerte que ella (como HCl) o un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua

HCl + H2O H3O+ + Cl-

• Agua como ácidoEl agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco)

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Base

Ácido

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Bronsted(1879-1947)

Complete la reacción de ionización e identifique el par conjugado ácido - base

HNO3 + H2O

H2SO4 + H2O

NH3 + H2O

HClO4

SO42-

CH3NH2

ACTIVIDAD 2

3. 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 par

de electrones no compartidos.

Ácido Base

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

Aducto o complejo

MEDIDA DE LA FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS O BASES • La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de

disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+

HCl (aq)+ H2O (ℓ) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

Ácido fuerte

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Ácido débil

• La fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua, H+

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)2 2NaOH H O Na H O OH

ácidobase Base fuerte

NH3 (aq) + H2O (ℓ) NH4+ (aq) + OH-

(aq)Base débil

CONDUCTORES Y AISLANTES

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES

Electrolitos fuertes y débiles

[A–] [H+]

[H+][A–]

[HA][HA]

Ácido fuerte           

[HA]

     Ácido débil               

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

H2O (ℓ) + H2O (ℓ) H3O+ (aq) + OH- (aq)

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-]

14 = pH + pOH

- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]

Kw = [H3O+][OH-]

Producto iónico del agua

A 25ºC, Kw = 10-14

Tomando logaritmos y cambiando el signo

Peter Sorensen, 1909

Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH-]pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH-]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH-]pH > 7

pH 7ácida básica

pOH

0 14

14 7 0

Aumenta la acidez

Aumenta la basicidad

Ejemplos de pH

pH+ pOH=14

3[ ] /H O M [ ] /OH MpH pOH

11,00111,0 10

9,0091,0 10

7,0071,0 10

5,0051,0 10

3,0031,0 10

121,0 10 12,00

101,0 10 10,00

81,0 10 8,00

61,0 10 6,00

41,0 10 4,00

2,0021,0 10

3,00

5,00

7,00

9,00

11,00

2,00

4,00

6,00

8,00

10,00

12,00

31,0 10

51,0 10

71,0 10

91,0 10

111,0 10

21,0 10

41,0 10

61,0 10

81,0 10

101,0 10

121,0 10

Acid

ezBasicidad

ESCALA DE pH

Los extremos para el pH de 6,80 y 7,80 representan estados de Acidemia* y Alcalemia* respectivamente.

Cuando hay Acidemia se puede producir la muerte por coma; si es Alcalemia se puede producir tetania o convulsiones.

Valores normales de pH para la sangre arterial:   pH [H+] (en nmol/l)Hombre 7,36 – 7,44 44 – 36

Gallina 7,53 – 7,45 45 – 35

Caballo 7,35 – 7,50 45 – 30 Perro 7,32 – 7,48 48 – 32

Vaca 7,20 – 7,55 60 - 25 

HPHP

T (ºC) 0 10 20 25 30 100 Kw 1,1.10-15 2,9.10-15 6,8.10-15 1,0.10-14 1,5.10-14 7,0.10-13

Variación de Kw con la temperatura

Endotérmico

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASESEN SOLUCIÓN ACUOSA

Es una medida de la mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

HA(aq) + H2O (ℓ) H3O+ (aq) + A- (aq)[HA]

]O][H[AK 3a

Constante de acidez,

(de disociación o de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)

Caso extremo:ácidos fuertes (HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4)

se encuentra totalmente ionizados

(Ka >> 1, Ka → ∞)

pKa

= - log [Ka]

Análogamente con las bases:

B (aq) + H2O(ℓ) BH+ (aq) + OH- (aq)[B]

]][OH[BHKb

Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)

Caso extremo: base fuerte (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH…)

se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb ∞)

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

pKb = - log [Kb]

Kw = Ka Kb

Ácidos débilesFuerza del ácido

Bases débiles

Fuer

za d

e la

bas

e

Kw = Ka Kb

Grado de ionización, α (de un ácido o de una base débiles)

Grado de ionización = α =

2 3HA H O A H O x xx

3[ ][ ]

[ ] a

A H OK

HA

[ ]Ax

[ ]HA 0c x

0 0

[ ]A x

c c

Molaridad de ácido ionizado

Molaridad de ácido inicial

0c 0 (1 )c

3[ ]H Ox 0c

2 20

0 (1 ) a

cK

c

20

(1 ) a

cK

0c

Ácido fuerte

Ácido débil

1

0,5

2

0

4

2a a o aK K c K

c

=

0c

Ácido fuerte

Ácido débil

1

0

0,5

¿Cuál es el grado de ionización del HF(aq) 0,0015 M y del HF(aq) 0,15 M?

HF(ac) 0,0015 M:

HF(ac) 0,15 M:

0 0

[ ]F x

c c

0,000720,48

0,0015

0,00990,066

0,15

0,07

==

3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O

Ácidos polipróticosEjemplo: H3PO4, con Ka1 >> Ka2 >> Ka3

31 7,1 10aK

82 6,2 10aK

133 4,4 10aK

x x x

y y y

z z z

3 4[ ]H PO

2 4[ ]H PO

24[ ]HPO

34[ ]PO

3[ ]H O

[ ]OH

x y y z zx y z w w

][

]][[24

334

HPO

OHPO

][

]][[

42

324

POH

OHHPO

][

]][[

43

342

POH

OHPOH

22 4 2 4 3H PO H O HPO H O

2 34 2 4 3HPO H O PO H O

2 32H O H O OH w w

143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K

0c x x 2 1( )a aK Ky 3 2( )a aK K

x 1(& )w aK K

2

10

a

xK

c x

2ay K

3a

z xK

y

wx w K

y

1x

2

z

w

3

4

=

=

=

=

→

→

→

Ácidos polipróticos: El ácido sulfúrico H2SO4

2 4[ ]H SO

4[ ]HSO

24[ ]SO

3[ ]H O

[ ]OH

0c x x

0c x w w

0

0c x

02

0

( )a

c x xK

c x

0

wKwc x

0,49M

0,51M

0,011M

142,0 10 M

log0,51 2,92pH

1ª ionización: ácido fuerte; 2ª ionización: ácido débil

2 4 2 4 3H SO H O HSO H O 2

2 1,1 10aK

0( )c 0c 0c

x x x

24 3

4

[ ][ ]

[ ]

SO H O

HSO

24 2 4 3HSO H O SO H O

2 32H O H O OH w w

143[ ][ ] 1,0 10wH O OH K

02

0a

c xK

c

0,011x

Ejemplo: Disolución H2SO4(aq) 0,50 M. ¿Cuáles son las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [Ka2=1,1x10-2]

14141,0 10

2,0 100,51

2 0,011ax K

=

=

=

=

=

0,29

PROPIEDAD ÁCIDO BASE DE LAS SALES

Las sales son electrolitos que se disocian completamente en el agua, formando soluciones electrolíticas.

HIDRÓLISIS

Es la reacción del anión o catión de una sal o ambos con el agua. En general afecta el pH.Estas reacciones son el contrario de la neutralización.

1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte

[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

NaCl (s) H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza

Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza

Disolución neutra

b

wa

4

33h K

KK

][NH

]O][H[NHK

2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil

[p.ej.: NH4Cl]

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza el ion

Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza

Disolución ácida

NH4+ (aq) + H2O (ℓ) NH3 (aq) + H3O+ (aq)

NH4+

3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte

[p.ej.: CH3COONa]

CH3COONa (s) H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza el ion,

Procede de una base fuerte (NaOH)No se hidroliza

Disolución básica

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

CH3COO-

a

wb

3

3h K

KK

]COO[CH

]COOH][OH[CHK

4. Sales procedentes de ácido débil y base débil

[p.ej.: NH4CN]

NH4CN (s) H2O

NH4+ (aq) + CN- (aq)

Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza

Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza

Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácidaSi Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básicaSi Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra

[Para el NH4CN: disolución básica]

ÁCIDOS Y BASES

DESINTOXICACIÓN IÓNICA(Pediluvio iónico)