EQUILIBRIO ÁCIDO ASE

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Unidad 11Química I – Lic. En Higiene y Seguridad del Trabajo

Ing. Cecilia AlbertiLic. Sergio Montes

Lic. Pablo carrer

EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIÓN ACUOSA

Algunas definiciones previas

No Electrolito Sustancias que se no conducen la corriente eléctrica

cuando se disuelve en agua

Aunque se disuelvan en H2O no se disocian, se separan

en moléculas con movilidad pero sin carga

Urea



Electrolito Una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una

solución que conduce la electricidad

Por ej.:

Los iones Na+ se mueven hacia el cátodo y los Cl-

hacia el ánodo y conducen la electricidad



Electrolito Una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una solución que conduce la electricidad

Electrolito débil Electrolito fuerte

Electrolito débil: en H2O no se disocia completamente no transmite eficientemente la electricidad

Electrolito fuerte: en H2O se disocia 100% en sus iones (reacción irreversible).

Compuestos iónicos: óxidos, hidrácidos, oxoácidos, hidróxidos

Compuestos ionizables



Electrolito débil: en H2O no se disocia completamente

Electrolito fuerte: en H2O se disocia 100% en sus iones

Todas las moléculas de HCl

se ionizan en agua (reacción

irreversible)

No se ioniza completamente.

La reacción es reversible y se

llega al equilibrio caracterizado

por una constante

Para simplificar no se muestran las moléculas de H2O, pero estrictamente sería:

HCl + H2O → Cl- + H3O+

Ácido fuerte

Ácido débil

CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+

protón

protón

hidronio

1884: ARRHENIUS DEFINIÓ QUÉ ES UN ÁCIDO Y UNA BASE

ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de hidrogeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+

Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.

HCl + H2O → Cl- + H3O+

BASE es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones OH-. Por ejemplo:

EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE

Pero…


1932: El químico danés Johannes Brønsted amplió la definición (no requiere que estén en solución acuosa) y Lowry la completa (electrones)

Bases

Aceptor de H+/ donor de OH-

Donor de electrones

Donor de H+Ácidos

Aceptor de electrones

La teoría de Brönsted-Lowry explica la basicidad del amoniaco, NH3, sin

necesidad de inventar un supuesto hidróxido amónico, NH4OH.


Ácidos y bases Ejemplos cotidianos

Ácido acetilsalicílico

Ácido acético

Ácido cítrico

Amoníaco (NH3)

Bicarbonato de sodio

(NaHCO3)Hidróxido de sodio (NaOH)


Propiedades generales de ácidos y bases

• Tienen sabor agrio

• Reaccionan con algunos metales para producir H2 (g) Ej. Zn, Mg, Fe

• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para formar CO2 (g)

• Cuando se disuelven en agua conducen la electricidad

• Son corrosivos para piel

Ácidos Bases

• Tienen sabor amargo

• Textura resbaladiza (Ej. jabones)

• Cuando se disuelven en agua conducen la electricidad

• Suelen ser cáusticos para la piel (disuelven las grasas)


Sustancias que ceden un H+ y generan una base conjugada

Sustancias que aceptan un H+ y generan un ácido conjugado

ACIDO

BASE

Par ácido-base conjugado

Ácidos dipróticos Ácidos tripróticos

❑ Definición actual


Resumiendo:

• Sustancias que ceden un H+ y

generan una base conjugada

• Sustancias que se ionizan en agua

para formar H+

• Sustancias aceptoras de electrones

Ácidos Bases

Pares ácido - base: HA → H+ + A- B + H+ → BH+

Ácido H+ + Base

conjugadaBase + H+ Ácido

conjugado

• Sustancias que aceptan un H+ y

generan un ácido conjugado

• Sustancias que se ionizan en agua

para formar iones OH-

• Sustancias donoras de electrones

• Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo:


Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada


Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una

reacción de transferencia de protones


Ácidos y bases fuertes / débiles

Ácido fuerte: en H2O se disocia completamente para dar protones

Ácido débil: en H2O no se disocia completamente

Base débil: en H2O no se disocia completamente

Base fuerte: en H2O se disocia completamente para dar OH-

anilina

Sal (clorato de sodio)

Base conjugada del HClO

Equilibrio ácido - baseÁcidos fuertes Ácidos débiles

La constante de equilibrio, Ka, se denomina constante de acidez o de ionización

HA H2O → A- H3O+

Inicial Co 0 0

Cambio -Co Co Co

Final 0 Co Co

HA H2O ↔A- H3O+

Inicial Co 0 0

Cambio -x x x

Equilibrio Co - x x x

Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles

Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.

Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

Análogamente con las bases:

B (aq) + H2O (l) « BH+ (aq) + OH- (aq)

Constante de basicidad

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

Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)

se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1)

[B]

]][OH[BHKb

−+

=B (aq) + H2O (l)↔ BH+ (aq) + OH- (aq)

Inicial Co 0 0

Cambio x x x

Equilibrio Co - x x x

Equilibrio ácido - base

Propiedades ácido - base del H2O

El agua es un electrolito muy débil que se comporta como una base frente a los ácidos y como un ácido frente a las bases.

No conduce la electricidad muy bien porque se disocia en un bajo porcentaje en iones H+ y OH-

Esta reacción se puede expresar mediante la constante de equilibrio:

En el H2O pura, [H+] = [OH-] , pero además a 25°C, [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M, entonces:


Reacción de autoionización

Kw: constante de autoionización

del H2O ó constante del producto

iónico (a temperatura constante)

Ver problema de la guía N°1

Propiedades ácido - base del H2O

Pero, independientemente de que sea H2O pura, se cumple a 25°C:

Entonces, si se cambia alguno de los dos iones por agregado de protones u oxhidrilos, el valor de Kw permanece constante.

Por ejemplo, si por agregado de un ácido, [H+] pasa a ser 1x10-6

M, el valor de la [OH-] debe cambiar según:

Números incómodos para cálculos


El pH: una medida de la acidez

Propuesto por Sorensen en 1909 para aumentar la practicidad de los cálculos

La concentración de H+ se expresa en M (moles/L) pero sin unidades, o sea que el pH no tiene unidades

A 25°C, las soluciones ácidas y básicas se identifican por sus valores de pH:

Además a 25°C y en agua pura:

pH + pOH = 14

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

Aplicandologaritmos



3pH log [H O ]+= − pOH log [OH ]−= −

Resumiendo:

De manera análoga al pH, se puede calcular el pOH

pH + pOH = 14

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Algunos pHs relevantes

pH fisiológico (sangre, lágrimas): 7,4

pH saliva:6,4-6,9

pH estómago:1-2

pH intestino delgado:5-7

pH H2O (teórico): 7

pH H2O (real): 5,5Por disolución

del CO2

pH piletas de natación:7,2-7,6

Valles de lixiviación con cianuro: pH

10-11 (minas de oro a cielo abierto)



Cómo se calcula el pH a partir de la [H+]?

Como pH = - log [H+] , entonces pH = - log (1,58 x 10-3) =

= - log 1,58 - log 10-3 = - 0,199 + 3 = 2,8

Ej. Problema:

Calcular el pH cuya concentración de protones es de 1,58 x 10-3 M

Como resolvería el problema 6, en el que el dato es la [OH-]?

A partir del producto iónico del agua (Kw) se obtiene [H+] = 10-14/[OH-] y

así se calcula la [H+], para luego obtener el pH



Cómo se calcula la [H+] a partir del pH?

[H+] se calcula a partir del pH mediante

el antilogaritmo de la ecuación del pH

Ej. Problema:

Sabiendo que tiene un pH = 5,5. ¿Cómo determinaría la

concentración de protones y oxhidrilos?

Hacer problema 4

Como pH = - log [H+] = 5,5 entonces [H+] = 10-5,5 = 3,2 x 10-6

Usando el producto iónico del H2O, Kw = [H+] x [OH-] = 10-14

Se calcula la concentración de oxhidrilos como

[OH-] = 10-14/ 3,2 x 10-6 = 3,2 x 10-9

pH de ácidos y bases fuertes


Ácido fuerte



Hacer problemas de la guía N°3 y 9

Base fuerte



Y si la concentración no está expresada en M? (Ej. Problema 11)

Primero se calcula la concentración del ácido en M (moles/L):

n = m / Mr = 0,5 g / 36,5 g/mol = 0,0137 mol

Este número de moles está en 100 ml, entonces en 1.000 ml (1L)

habrá 0,137 mol [H+] = 0,137 M

Como pH = - log [H+], entonces pH = - log 0,137 = 0,86

Calcule el pH de una solución que contiene 0,50g de HCl en 100ml de volumen

total a 25ºC.

Hacer problema de la guía N°6


Procedimiento para resolución de problemasEj. Libro Chang (pág.672):

Calcular el pH de una solución de HF 0,5 M sabiendo que la Ka del ácido

es igual a 7,1 x 10-4 a 25°C

Primero se identifican las especies en solución, que son: HF, H+, F-;

también habrá iones H+ y OH- provenientes del H2O pero su

concentración será << 0,5 M (10-7 M)

Se reemplaza en la fórmula de Ka:

Ahora la

ionización no

es completa

pH de ácidos y bases débiles

Reordenamos:

Equilibrio ácido - base pH de ácidos y bases débiles

Puede despreciarse la concentración de H+ (x) frente a 0,5 M por tratarse

de un ácido débil (poco disociados), entonces la ecuación se simplifica:

En el equilibrio las concentraciones serán:Y el pH:

Hacer problemas de la guía N°8, 15

Siempre verificar que la aproximación fue buena

(0,019 M es el 3,5% de 0,5 M, o sea es < 5%)

Sin esta suposición

habría que resolver

una cuadrática


Reemplazando en

la ecuación:

Kb =


Hacer problemas de la guía N°11,14

Resolución problema 10 de la guía (hallar la molaridad dado el pH)

Suponemos que:

Para ver si la suposición fue válida:

Sin esta suposición

habría que resolver

una cuadrática

Equilibrio ácido - base pH de ácidos y bases débiles Casos especiales

En qué casos no se puede evitar una ecuación cuadrática?

• Cuando el ácido o base es muy diluido

• Cuando lo que se desprecia no es < 5% frente a la conc. inicial

• Cuando se trata de un ácido poliprótico (mas de un protón)

Ej.: calcular el pH de una solución de HF 0,05 M (en vez de 0,5 M) sabiendo que

la Ka del ácido es igual a 7,1 x 10-4 a 25°C

0,05

0,05

0,05 Ácido débil diluido


Ahora no se hacen

suposiciones porque el

ácido es más diluido 0,05


Tarea: calcular pH de una solución acuosa de NaOH 10-6 M

Ej. Problema similar al 12 de la Guía :

Calcular el pH de una solución acuosa de H2SO4 10-2 M

Ej. Problema 13 de la Guía :

Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 10-8 M

Ácido poliprótico

Tener en cuenta que:

una base debe tener un pH > 7 y un ácido un pH < 7

Tarea: hacer problema N°12 de la guía

Ácido muy diluido

Otras definiciones importantes para el equilibrio Acido - Base

❑ Como hemos visto, la magnitud de Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como:

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. Para un ácido monoprótico HA,

PROBLEMAS 17 y 18


❑ Relación entre las constantes de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas

Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada, con el ácido acético como ejemplo:

La base conjugada, CH3COO–, suministrada por una disolución de acetato de sodio(CH3COONa), reacciona con el agua de acuerdo con la ecuación

Si hacemos el producto de las dos ctes


Tal vez este resultado parezca extraño a primera vista, pero al adicionar las dos ecuaciones observamos que la suma corresponde a la autoionización del agua.

Podemos utilizar la ecuación anterior para calcular la Kb de la base conjugada

(CH3COO–) del CH3COOH como sigue.

Ka CH3COOH= 1 x 10-5

Kb=5,6 x 10-10

HIDROLISIS DE UNA SAL

Una sal es un compuesto iónico formado a partir de la reacción entre un ácidoy una base. Las sales son electrólitos fuertes que se disocian por completopara formar iones en agua. El término hidrólisis de una sal describe la reacciónde un anióno un catión de una sal, o de ambos, con el agua.

Sales que producen disoluciones neutras

Sal formada por ion de un metal alcalino o alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo,Cl–, Br– y NO3)

Sales que producen disoluciones básicas

Sal derivada de una base fuerte y un ácido débil

El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácidas ni básicas. Sin embargo, el ion acetato CH3COO– es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y, por tanto, tiene afinidad por los iones H+. La reacción de hidrólisis está dada por

Debido a que esta reacción produce iones OH–

Debido a que cada ion CH3COO– que se hidroliza produce un ion OH–, la concentración de OH– en el equilibrio es la misma que la concentración de CH3COO– hidrolizado. El porcentaje de hidrólisis se define como

PROBLEMAS

Sales que producen disoluciones ácidas

Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte, como HCl, y una base débil, como NH3, la disolución resulta ácida

El ion Cl–, por ser la base conjugada de un ácido fuerte, no tiene afinidad por el H+ y no muestra tendencia a hidrolizarse. El ion amonio, NH4, es el ácido conjugado débil de la base débil NH3 y se ioniza como sigue:

Observe que esta reacción también representa la hidrólisis del ion NH4+.

Debido a que se producen iones H+, el pH de la disolución disminuye. La

constante de equilibrio (o constante de ionización) para este proceso está

dada por

Sales en las que se hidrolizan tanto el catión como el anión

Hasta ahora hemos considerado sales en las que sólo un ion se hidroliza. En las sales derivadas de un ácido débil y una base débil se hidrolizan tanto el catión como el anión. Sin embargo, una disolución que contenga una sal de este tipo puede ser ácida, básica o neutra, dependiendo de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil. Como las matemáticas asociadas con este tipo de sistemas son más complicadas, el análisis se limitará a la elaboración de predicciones cualitativas con relación a este tipo de disoluciones, a partir de las siguientes guías:

• Kb > Ka. Si la Kb del anión es mayor que la Ka del catión, la disolución debe ser básica porque el anión se hidrolizará en mayor proporción que el catión. En el equilibrio, habrá más iones OH– que H+.

• Kb < Ka. Por el contrario, si la Kb del anión es menor que la Ka del catión, la disolución será ácida porque la hidrólisis del catión será mayor que la hidrólisis del anión.

• Kb = Ka. Si la Ka es aproximadamente igual que la Kb, la disolución será esencialmente neutra.

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