acidosybasesnaturales 1a parte
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EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE (1ra parte)
BibliografBibliografíía: a: ““Principios de QuPrincipios de Quíímicamica””-- P. P. AtkinsAtkins y L. y L. JonesJones..““QuimicaQuimica GeneralGeneral““-- R. R. PetruciPetruci, , W.SW.S. . HarwoodHarwood y y F.HerringF.Herring..““QuQuíímica la Ciencia Centralmica la Ciencia Central””-- T.BrownT.Brown, , H.LemayH.Lemay y B. y B. BurstenBursten..""QuimicaQuimica" R. Chang. " R. Chang.
CCáátedra de Introduccitedra de Introduccióón a la Qun a la Quíímica mica –– Ciencias Naturales (UNLP)Ciencias Naturales (UNLP) EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Teorías ácido-base
ArrheniusBrønsted y Lowry
Lewis
Buscan relacionar las propiedades de los compuestos
con su composición y estructura.
TEORÍAS ÁCIDO -BASE
Svante Arrhenius (1884)
Ácido: Sustancia que, al disolverse en agua, libera H+
HCl H+ + Cl-
Base: Sustancia que, al disolverse en agua, libera OH-
NaOH Na+ + OH-
[OH-] aumenta en la solución
[H+] aumenta en la solución
TEORÍAS ÁCIDO -BASE
Limitaciones de la Teoría de Arrhenius
Contempla sólo soluciones acuosas
Las sustancias deben tener H u OH en su composición
Fallas:Hay sustancias que no poseen OH en su composición y se comportan como bases.
Los H+ no están “libres” en el agua (fuerzas ión-dipolo)
Conclusión:Hay que tener en cuenta el solvente
TEORÍAS ÁCIDO -BASE
Johannes Brønsted y Thomas Lowry (1923)
Ácido: dador de H+
Base: aceptor de H+El H+ se transfiere del ácido a la base
HCl + H2O H3O+ + Cl-
a b Ion hidronio
HF + H2O H3O+ + F-
a b
TEORÍAS ÁCIDO -BASE
NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac)
b a
b aO2- + H2O 2 OH-
H2O
2
TEORÍAS ÁCIDO -BASE
Observaciones respecto a la teorObservaciones respecto a la teoríía de a de BronstedBronsted--LowryLowry::
Reacción ácido-base = transferencia de H+.
No se restringe a soluciones acuosas.
Un ácido debe tener H en su composición (que pueda perder como H+).
Una base debe tener un par de electrones libres (que pueda utilizar para formar el enlace con el H+).
Una base no “necesita” tener OH en su composición.
El agua actúa como ácido frente a una base y como base frente a un ácido (anfótero, sustancia anfotérica o anfiprótica).
PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOS
En un equilibrio ácido-base, hay transferencia de protones en ambas direcciones de la reacción.
HA + H2O A- + H3O+
a b ab
Pares ácido-base conjugadosdifieren en un Hdifieren en un H++
PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOS
En general:Todo ácido tiene asociado una base conjugada que se
origina cuando el ácido transfiere un protón a otra base. Ej. H2O/ OH-
Ácido base conjugadadona H+
Toda base tiene asociado un ácido conjugado que se origina cuando la base acepta un protón. Ej. H2O/H3O+;
NH3/ NH4+
Base ácido conjugadoacepta H+
PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOSEjercicios:
b ba a
Pares conjugados: NH3/ NH4+ H2PO4
- / HPO42-
2.- Demostrar que el HCO3- es una sustancia anfotérica en
disolución acuosa.
b ba a
Pares conjugados:Pares conjugados:
H2O/ OH-HCO3-/ H2CO3
H2O/ H3O+HCO3-/ CO3
2-
a abb
1.- Identificar: ácidos y bases en reacción directa e inversa y pares conjugados.
NH3 + H2PO4- NH4
+ + HPO42-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
HCO3- + H2O CO3
2- + H3O
PARES PARES ÁÁCIDOCIDO--BASE CONJUGADOSBASE CONJUGADOS
3.- ¿Cuál es la base conjugada de c/u de los siguientes ácidos?
HClO2, H2S, HNO2, HSO3-
4.- ¿Cuál es la ácido conjugado de c/u de las siguientes bases?
HSO3-, Br-, PO4
3-, NO2-
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
Fuerza de un Fuerza de un áácido:cido: determinada por la mayor o menor tendencia a ceder H+.
Acido fuerte:Acido fuerte:Se disocia totalmente.
HA + H2O A- + H3O+
Transfiere totalmente su H+ al agua (base).Su base conjugada es extremadamente débil.
3
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
Acido dAcido déébil:bil:
Se disocia parcialmente.
HA + H2O A- + H3O+
Ka = [A-][H3O+][HA]
Sólo una fracción de HA transfiere el H+ al agua (base).Su base conjugada tiene cierta tendencia a aceptar H+.
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
Fuerza de una base:Fuerza de una base: determinada por la mayor o menor tendencia a aceptar H+.
Bases fuertesBases fuertes Hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos.
NaOH Na+ + OH-
Se disocian completamente.Su ácido conjugado es extremadamente débil.
Bases dBases déébilesbiles B + H2O BH+ + OH-
Kb = [BH+][OH-][B]Se disocian parcialmente.
Su ácido conjugado tiene cierta tendencia a ceder H+
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
“Cuanto más fácilmente un ácido cede un H+, más difícil será que su base conjugada lo acepte”
HA + H2O A- + H3OFácil Difícil
Análogamente: “Más fuerte la base ( > tendencia a aceptar H+) más débil su ácido conjugado (< tendencia a cederlo).
Conclusión:
Más fuerte el ácido, más débil su base conjugada.
B + H2O BH+ + OH-
Fácil Difícil
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
HA + H2O A- + H3O+
a b abSi HA es más fuerte que H3O+, el equilibrio se desplaza
En toda reacción ácido-base la posición del equilibrio favorece la transferencia del H+ del ácido más fuerte a la base más fuerte (o en otras palabras, de la especie fuerte a la débil del par ácido-base)
Si HA es más débil que H3O+, el equilibrio se desplaza
Para poder aplicar esta generalización se requiere tabular ácidos y bases según su fuerza relativa.
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASES EN AGUACIDOS y BASES EN AGUA
Ácido muy débil
Ácidos débiles
Ácido más fuerte que puede existir en agua
ácido muy fuertes 100 % ionizados en agua
Bases muy débil, no reaccionan con agua.
Bases débiles
Base más fuerte que puede existir en agua.
Bases muy fuertes 100 % protonadas en agua.
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
Son Son áácidos fuertes:cidos fuertes:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
HCl H+ + Cl-
HClO4HI HBrHClH2SO4 HNO3
Se encuentran por encima del H3O+ ∴ transfieren totalmente sus H+ al agua (base).
Sus bases conjugadas no tienen tendencia a tomar H+.
Características:
¿ Que extraemos de la tabla?
( F.ácida relativa: se determina en un solvente menos básico que el agua, por ej Et-O-Et)
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FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
Bases muy fuertes: aquellas ubicadas por debajo del OH-.
Características:Son aceptores fuertes de H+
Reaccionan con agua (ácido) para dar OH-.
NH2- + H2O NH3 + OH-
S2- + H2O HS- + OH-
La reacción inversa no ocurre
FUERZA RELATIVA DE FUERZA RELATIVA DE ÁÁCIDOS y BASESCIDOS y BASES
¿Que ocurre en la zona intermedia?
Ácidos débiles
Bases débiles
Más fuerte el ácido, más débil su base conjugada
1- Comparar HNO2 con HClO
Fuerza ácida:HNO2 > HClO
Por ejemplo:
2.- ¿Hacia donde se encuentra desplazado el equilibrio en las siguientes reacciones de transferencia de H+?. Justifiquea) PO4
3-(ac) + H2O(l) HPO42-(ac) + OH- (ac)
b) NH4+(ac) + OH-(ac) NH3(ac) + H2O(l)
Fuerza base conjugada:NO2
- < ClO-
HPO42-
PO43-
b ba a
a b ab
SIGNIFICADO DEL VALOR DE Ka y Kb
HAc + H2O Ac- + H3O+
Ejemplo: ácido acético H3C-COOH (HAc)
El valor de Ka indica la magnitud de la fuerza relativa de HA
6,8x10-4HF4,5x10-4HNO2
4,9x10-10HCN3,0x10-8HClO1,8x10-5HAc
Ka (25ºC)Ácido débil
Ka = [Ac-][H3O+][HAc]
> Proporción de HA.
B + H2O BH+ + OH-
b a ba
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Moléculas con pares libres (sobre átomos de N)Aniones de ácidos débiles (bases conjugadas)
3,3x10-7ClO-
1,8x10-4CO32-
1,7x10-9Py
1,8x10-5NH3
KbBase débil
CO3 2- + H2O HCO3
- + OH-
SIGNIFICADO DEL VALOR DE Ka y Kb
Kb = [BH+][OH-][B]
El valor de Kb indica la magnitud de la fuerza relativa de B
> Proporción de B.
AUTOIONIZACIAUTOIONIZACIÓÓN DEL AGUAN DEL AGUA
El agua pura es mal conductor de la corriente eléctrica.Se ioniza en una proporción mínima.
H2O H+ + OH-
2H2O H3O+ + OH-
KwKw = [H= [H33OO++][OH][OH--]]
KwKw = [H= [H++][OH][OH--]]
Kw = 10-14 a 25ºC
Constante del Producto Constante del Producto iióónico del aguanico del agua
AUTOIONIZACIAUTOIONIZACIÓÓN DEL AGUAN DEL AGUA
KwKw = [H= [H++][OH][OH--]]
H2O H+ + OH- Kw = [H+]2 = [OH-]2
[H+] = [OH-] = [Kw]1/2
[H+] = [OH-] = (10-14)1/2 = 10-7 M, a 25ºC
10-7 M = 0,0000001 M
En el agua pura, se disocia 1 molécula de cada 5,6x108
10-7 moles/litro 1 litro de H2O ≈ 56 moles
En una solución neutra [H+] = [OH-]
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AUTOIONIZACIAUTOIONIZACIÓÓN DEL AGUAN DEL AGUA
¿Que ocurre si al agua pura le agregamos un ácido?
b1a1a2 b2
∴ para mantener Kw constante, debe disminuir [OH-].
Aumenta la [H+]
En una solución ácida [H+] > [OH-]
AUTOIONIZACIAUTOIONIZACIÓÓN DEL AGUAN DEL AGUA
¿Que ocurre si al agua pura le agregamos una base?
∴ debe disminuir [H+] para mantener Kw constante.Aumenta la [OH-]
b1 a1a2 b2
En una solución básica [H+] < [OH-]
LA ESCALA DE PHLA ESCALA DE PH
Como las concentraciones de H+ y OH- son generalmente muy bajas se utiliza una escala logarítmica de concentraciones.
pH = pH = -- loglog [H[H++]]Recordar:
y = log x <=> x = 10y
[H[H++]] = 10= 10--pHpH
pOH = - log [OH-],[OH-] = 10-pOH
Se define la función p como: p (x) = - log x
Si x = H+, entonces
Análogamente:Si x = OH-
LA ESCALA DE PHLA ESCALA DE PH
Kw = [H+][OH-]
- log Kw = - log [H+] – log [OH-]
- log (10-14) = pH + pOH
14 = pH + 14 = pH + pOHpOH a T = 25a T = 25ººCC
NeutroNeutroIncrementa la basicidadIncrementa la basicidadIncrementa la acidezIncrementa la acidez
LA ESCALA DE PHLA ESCALA DE PH
pH + pH + pOHpOH = 14= 14 a T = 25a T = 25ººCC !!!!
<7>7>10-7<10-7básica
>7<7<10-7>10-7ácida
7710-710-7neutrapOHpOHpHpH[OH[OH--]][H[H++]]Tipo de soluciTipo de solucióónn
En conclusión:
CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pH
ÁÁcidos fuertes:cidos fuertes: HA H+ + A-
[H+] = [A-] = CHA
Es necesario conocer [H+] en la solución.
Ejemplo: HClO4 0,040 M [H+] = 0,040 pH = 1,40
Bases fuertesBases fuertes MOH M+ + OH-
M(OH)2 M2+ + 2OH-
[OH-] = CMOH
[OH-] = 2CM(OH)2
[H+] = Kw/[OH-] o pH = 14 - pOH
Ejemplo: Ca(OH)2 0,020 M [OH-] = 0,040 M
pOH = 1,40 pH = 12,60
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Inicial (M) CHA 0,00 0,00
Equilibrio(M) CHA - X X X
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pH
Ka =[H+][A-]
[HA]
[H+] = [A-] = X
Si Ka << 1 => CHA >> XX2
Ka ≈CHA
X2 = Ka.CHA => X = (Ka.CHA)1/2
a) Aproximación:
CHA-X ≈ CHA
XCXKa
HA
2
−=
[H[H++] = (] = (Ka.CKa.CHAHA))1/21/2
[H+] aumenta con CHA y con Ka (y el pH disminuye).
ÁÁcidos dcidos déébilesbiles
Cuando X es < que el 5% del valor del cuál es sustraído ∴
Determinar el valor de X empleando la ecuación cuadrática.
¿Cuándo es válida la aproximación?
100.C
]H[HA
+
Se debe determinar la relación:
Si es menor que el 5%
Fue correcto emplear la aproximación
En caso contrario:En caso contrario:
Ka = X2
0,122 - X
Ka ≈X2
0,122= 5,7 x 10-4
Ka << 1
X2 = 6,95 x 10-5 X = 0,0083 M
Ka (CHA – X) = X2 X2 + KaX – KaCHA = 0
b) Empleo de la ecuación cuadrática
aX 2 + bX + c =0a2
ac4bbX2 −±−
=
Inicial (M) 0,122 0,00 0,00Equilibrio(M) 0,122 -X X X
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Ejemplo:Ejemplo: Determinar el pH de una solución 0,122 M de un ácido HA (Ka = 5,7 x 10-4, T = 25ºC).).
0,122 – X ≈ 0,122 ????=>
X1
X2
XCXKa
HA
2
−=
X = [H+] → pH
Ka =x2
0,122 - x= 5,7 x 10-4
x2 + 57.10-5 x – 6,95.10-5 = 0
[H+] = X = 0,0081 M pH = -log[H+] = 2,09
X1= 0,0081
X2 = - 0,0081aacbbx
242 −±−
=
0,0083 M0,122 M x 100% = 6,8% Valor mayor que 5%Valor mayor que 5%
No se puede emplear la No se puede emplear la aproximaciaproximacióón!!n!!
Ejercicio:Ejercicio: Determinar el pH de una solución 0,5 M de HA (Ka = 7,1 x 10-4, T = 25ºC). ( Rta: pH = 1,72)
Comparemos con HCl 0,122 M: pH = - log 0,122 = 0,91
CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pHBases dBases déébilesbiles
B + H2O BH+ + OH- Kb = [BH+][OH-][B]
CB 0 0CB – X X X Kb = X2
CB - X
Kb (CB – X) = X2 X2 + KbX – Kb CB = 0
[OH-] = X
Si Kb << 1 => CB >> X X2Kb ≈ CB
X2 = Kb.CB => X = (Kb.CB)1/2
[OH[OH--] = (] = (KKbb.C.CBB))1/21/2 Regla del 5% determina la validez de la aproximación
[OH-] aumenta con CB y con Kb (y el pH aumenta)[OH[OH--] = (] = (KKbb.C.CBB))1/21/2pOHpOH
ÁCIDOS Y BASES
Ejemplo: NH3 0,15 M Kb = 1,8x10-5
Kb = X2
CB - XX2
Kb ≈ CB
[OH-] = X
[OH-] = (1,8x10-5 . 0,15)1/2
[OH-] = 1,6x10-3 pOH = 2,80 pH = 11,20pH = 11,20
Comparando con NaOH 0,15 M
pOH = - log 0,15 = 0,82 pH = 13,18
X = (Kb.CB)1/2
CCÁÁLCULOS DE pHLCULOS DE pH
NH3 + H2O NH4+ + OH-
CB 0 0CB – X X X
Si Kb << 1 => CB >> X
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HA A- + H+
[A-]CHA
α = [H+]CHA
α =
(CHA. Ka)1/2
CHAα =
Ka 1/2
CHA=
A mayor Ka, mayor αA mayor CHA, menor α
Porcentaje de ionizaciPorcentaje de ionizacióón: n: αα%% = = αα x 100x 100
Pero:[H+] y [A-] aumenta a mayor CHA.
GRADO DE IONIZACIGRADO DE IONIZACIÓÓN (N (αα) DE UN ) DE UN ÁÁCIDO O BASE DCIDO O BASE DÉÉBILBIL
Molaridad del Molaridad del áácido (pH)cido (pH)
Porc
enta
je d
e io
niza
ciPo
rcen
taje
de
ioni
zaci
óó nn
αα = fracci= fraccióón de n de mmóóleculasleculasque se ionizan.que se ionizan.
Ejemplo: Hac, Ka= 1,8x10-5
0,74 %2,642,3x10-30,30 M
2,4 %3,137,3x10-40,03 Mα%pH[H+]CHA
[BH+]CB
α = [OH-]CB
α =
(CB. Kb)1/2
CBα =
Kb1/2
CB=
Análogamente, para una base débil:B + H2O BH+ + OH-
GRADO DE IONIZACIGRADO DE IONIZACIÓÓN (N (αα) DE UN ) DE UN ÁÁCIDO O BASE DCIDO O BASE DÉÉBILBIL
ÁÁCIDOS POLIPRCIDOS POLIPRÓÓTICOSTICOS
::Poseen más de un H+ ionizable
H2A HA- + H+
HA- A2- + H+
Ka1= [HA-][H+][H2A]
Ka2 = [A2-][H+]
[HA-]Ka1 > Ka2
H2SO3 Ka1= 1,7x10-2 Ka2= 6,4x10-8
H2SO4 Ka1= →∞ Ka2= 1,2x10-2
H3PO4 Ka1= 7,6x10-3 Ka2= 6,2x10-8 Ka3= 2,1x10-13
RELACIRELACIÓÓN ENTRE Ka y N ENTRE Ka y KbKb DE PARES CONJUGADOSDE PARES CONJUGADOS
HA + H2O A- + H3O+ Ka = [A-][H3O+][HA]
A- + H2O HA + OH- Kb = [HA][OH-][A]
2H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-]
Par conjugado: HA/A-
KwKw = = KaKa xx KbKb
Análogamente para par conjugado: B/BH+
Recordar Regla de Equilibrios Recordar Regla de Equilibrios MMúúltiples estudiada en ltiples estudiada en
equilibrio quequilibrio quíímico!!!mico!!!
RELACIRELACIÓÓN ENTRE Ka y N ENTRE Ka y KbKb
Ka x Ka x KbKb = = KwKw
- log Ka – log Kb = - log Kw
pKa + pKb = pKw
pKa + pKb = 14
6,8x10-4HF
5,6x10-11HCO3-
5,6x10-10NH4+
1,8x10-5HAc
Ka (25ºC)Ácido
a 25ºC !!
1,5x10-11F-
1,8x10-4CO32-
1,8x10-5NH3
5,6x10-10Ac-
Kb (25ºC)Base
ESTRUCTURA MOLECULAR Y CÁRACTER ÁCIDO - BASE
Un compuesto de fórmula XOH
Puede ser un ácido:
Puede ser una base:
XOH XO- + H+
XOH X+ + OH-
¿ Qué determina su comportamiento?
X = metal X - O - H
e-
X+ + OH-
X - O - H
e-
X = no-metal XO- + H+
base
ácido
Las propiedades de X
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FACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDO
HidrHidráácidoscidos H-X H+ + X-
1- Fuerza del enlace H-X
A mayor n, el solapamiento es menos eficiente.
A mayor n, mayor longitud de enlace, menor fuerza de
enlace y mayor fuerza ácida.
2- Electronegatividad de X
1- Fuerza del enlace H - X:
¿Por qué?
Factor determinante cuando X son del mismo grupo
Factor determinante cuando X son del mismo período.
Solapamiento de orbitales: 1s (de H) y np(de X).
FACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDO
2- Electronegatividad de X:
A mayor electronegatividad, mayor polaridad de enlace H-X.
Mayor tendencia a perder el H como H+.
Fuerza ácida en un período:
H2O < H2S < H2Se
Fuerza ácida en un grupo:
HF < HCl< HBr < HI
H2S < HClH2O < HF
ÁCIDOS Y BASES
Oxácidos Se caracterizan por tener enlaces del tipoX – O – H y X = O
FACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDO
H+ ácido (elevada polaridad del enlace O-H)
OO
O PO P OO
OO
H H
H
OO
PP OO
OO
H H
H
H3PO4: H3PO3:
¿¿QuQuéé factores favorecen la polaridad del enlace Ofactores favorecen la polaridad del enlace O--H?H?
a) Elevada electronegatividad de X
b) Elevado Nº de oxígenos no-protonados (O terminales)
ÁCIDOS Y BASES
a) En una familia de oxácidos con igual número de átomos de oxígeno:
FACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDO
> Electronegatividad de X > fuerza > Electronegatividad de X > fuerza áácidacida
pKa: 7,53 8,69 10,64
E.N: Cl > Br > I
Recordar: > Ka ⇒ < pKa
ÁCIDOS Y BASESFACTORES QUE DETERMINAN LA FUERZA DE UN ÁCIDOb) Para oxácidos con el mismo átomo central X
Por diferencia de EN los enlaces se polarizan:
O = X – O - + H+
Efecto inductivo Resonancia
O = X – O – H
Más importante es el efecto inductivo de polarización del enlace O-H terminal.
El oxoanión resultante posee mayor número de estructuras contribuyentes al híbrido de resonancia.
> N> Nºº de oxde oxíígenos genos nono--protonadosprotonados, ,
> F. > F. áácidacida
A mayor Nºoxígenos no-protonados:
Predicción de la Fuerza Ácida Relativa (FAR) de Oxácidos
Reglas de Reglas de PaulingPauling
Para determinar el número de oxígenos no protonados:
2- Determinar el Nº de átomos de O que rodean a X (m).3- Determinar el Nº de H unidos a O (n).4- Determinar el Nº de O no-protonados (m-n).
H3BO3Muy débil10-70H3PO4, HNO2Débil10-21HNO3, H2SO4Fuerte1032HClO4Muy fuerte1083
ejemplosfuerza ácidaKaFAR
O = X – O – H 1- Dibujar la estructura de Lewis.
9
ComparaciComparacióón de n de áácidos de igual FARcidos de igual FAR
Ejemplo: FAR (H2SO4) = FAR (H2SeO4) = 2
E.N. (S) > E.N. (Se) O = X – O – H
A mayor EN de X, mayor fuerza ácida
La acidez de los oxácidos disminuye al bajar en el grupo del no-metal central.
La acidez de los hidrácidos aumenta al bajar en el grupo del no-metal.
Para tener en cuenta:
Recordar
Predicción de la fuerza ácida relativa (FAR) de OxoanionesOxoaniones de de áácidos cidos poliprpolipróóticosticos
Sabemos que Ka1 > Ka2 > Ka3
Por lo tanto, la FAR de un oxoanión protonado debe ser menor que la del ácido del que proviene.
FAR (anión) = FAR (ácido) + carga del oxoanión
Ejemplo: FAR (H2SO4) = 2FAR (HSO4
-) = 2 + (- 1) = 2-1=1
¿Cuál será la FAR de:H3PO3 y H2PO3
-?
OO
PP OO
OO
H H
H
Predicción de la fuerza ácida relativa (FAR) de OxoanionesOxoaniones de de áácidos cidos poliprpolipróóticosticos
Débil10-21H3PO4
Muy débil10-71-1 = 0H2PO4-
Ninguna10-171-3 = -2PO4-3
Extremadamente débil10-121-2 = -1HPO4-2
Características ácidasKaFAREjemplos
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS
ÁÁcido de cido de LewisLewis: aceptor de un par de electrones (A)Base de Base de LewisLewis: donador de un par de electrones (B:)
ÁÁcidos de cidos de LewisLewis: Especies con déficit electrónicoOcteto incompleto (Ej: BF3)Cationes metálicos ( Ej: Cu2+, Ag+)Enlaces múltiples (Ej: CO2)
Bases de Bases de LewisLewis::Moléculas neutras con pares de electrones libres (NH3, H2O)Aniones (OH-, S2-, Cl-)
A + :B A-BCompuesto de adición
o aducto.
Enlace covalente
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS
N H••
H
H
H+ +ÁÁcidocido de Lewisde Lewis
Base de LewisBase de Lewis
N H••
H
H
F B
F
F
+ F B
F
FN HH
H
Ejemplos: H+ + NH3 → NH4+
ÁÁcidocido de Lewisde Lewis Base de LewisBase de Lewis
N HH
H
H
+
BF3 + NH3 → BF3 - NH3
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS
OH- + CO2 → HCO3-
ÁÁcidocido de Lewisde Lewis
Base de LewisBase de Lewis
Notar: La Teoría de Lewis es más amplia que la de Brønsted-Lowry > cantidad de sustancias son ácidas (no necesariamente deben tener H).
10
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWISAplicaciAplicacióón importante de la teorn importante de la teoríía:a: formación de iones complejos:
Co3+ +
H
NH
H6
H3N
3+NH3
NH3
NH3
H3N
NH3
Co3+ + 6 NH3→ [Co(NH3)6]3+ (complejación)
Mn+ :B Mn+ B
Por ejemplo:
ÁÁcidocido de Lewisde Lewis
Base de LewisBase de Lewis
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS
Al3+ + 6 H2O → [Al(H2O)6]3+
Mn+ OH
H
Si la base de Lewis es agua el proceso se denomina hidratación.
Ion metálico hidratado
Por ejemplo:
Mn+ OH
H
TEORTEORÍÍA A ÁÁCIDOCIDO--BASE DE LEWISBASE DE LEWIS
Base: Arrhenius →Brønsted y Lowry →LewisÁcido: Arrhenius →Brønsted y Lowry →Lewis
La inversa no se cumple!La inversa no se cumple!
Tener en cuenta que: Las sales se comportan como electrolitos fuertes.
NaCl Na+ + Cl-
CA C+ + A-
catión de la base anión del ácido
Los iones constituyentes de la sal pueden comportarse como áácidoscidos o como basesbases.
Pueden reaccionar con el aguaagua.
Este tipo de reacciones se denomina HidrHidróólisislisis.
Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas
ÁCIDOS Y BASES
Al disolver una sal en agua, la solución puede resultar ácida, básica o neutra.
Para predecir el “resultado” hay que analizar las propiedades de:
El áácidocido del que deriva el anianióónn.La basebase de la que deriva el caticatióónn.
Según las propiedades ácido-base de los iones constituyentes de la sal, el pH de la solución salina serádiferente.
Asi, podemos analizar diferentes casos o tipos de reacciones de hidrólisis.
Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas ÁCIDOS Y BASES
AniAnióón de un n de un áácido fuertecido fuerte A- + H2O HA + OH-
La reacción está completamente desplazada hacia la izquierda.
A- no se comporta como una base frente al agua(su fuerza como base es despreciable)
1.1.--Sales que producen Sales que producen disoluciones neutrasdisoluciones neutras
Propiedades Propiedades ÁÁcidocido--Base de las Soluciones SalinasBase de las Soluciones Salinas
Proceden de: Proceden de: áácido fuerte y base fuerte, cido fuerte y base fuerte, ejej: : NaClNaCl, , KClKCl, etc., etc.
HA A- + H+
La reacción inversa ← no ocurreAc fuerteAc fuerte
11
ÁCIDOS Y BASES
No ocurre reacción de hidrólisis.
No se altera la concentración de OH- ni de H+.(El pH = 7).
ConclusiConclusióónn:: En sales de ácidos y bases fuertes
CatiCatióón de una n de una base fuerte base fuerte
La reacción está completamente desplazada hacia la izquierda.
BH+ no se comporta como un ácido frente al agua(su fuerza como ácido es despreciable).
BH+ + H2O B + H3O+
B + H2O BH+ + OH-Base fuerteBase fuerte
La reacción inversa ← no ocurre
ÁCIDOS Y BASES
HA A- + H+
A- + H2O HA + OH-
El equilibrio está desplazado
La reacción de hidrólisis genera OH- en la solución.(pH > 7 ⇒ [OH-] > [H+])
2.2.--Sales que producen Sales que producen disoluciones bdisoluciones báásicassicas
Ac dAc déébilbil
Proceden de: Proceden de: áácido dcido déébil y base fuerte. bil y base fuerte. EjEj: : NaNONaNO22, , KAcKAc, etc., etc.
CatiCatióón de base fuerte:n de base fuerte: no experimenta hidrno experimenta hidróólisislisis
¿Qué ocurre con el anión del ácido débil:
AniAnióón del n del áácido dcido déébilbil
A- se comporta como una base frente al agua
Kh = [HA][OH-][A-]
Observar!!! KhKh = = KbKb
Cuanto más débil es el ácido (< Ka), la reacción de hidrólisis ocurre en mayor extensión.
A- + H2O HA + OH-
Kh = KwKa
Kh x Ka = Kw
Constante de hidrConstante de hidróólisislisis
Sabemos: Kb x Ka = Kw
ÁCIDOS Y BASES
BH+ + H2O B + H3O+CatiCatióón de la n de la base dbase déébilbil
se comporta como un ácido frente al agua
El equilibrio está desplazado
La reacción de hidrólisis genera H3O+ en la solución.(pH <7 ⇒ [H+]) > [OH-] ).
B + H2O BH+ + OH-
3.3.--Sales que producen Sales que producen disoluciones disoluciones áácidascidas
AniAnióón de n de áácido fuerte:cido fuerte: no experimenta hidrno experimenta hidróólisislisis
¿Qué ocurre con el catión de la base débil?
Proceden de: Proceden de: áácido fuerte y base dcido fuerte y base déébil. bil. EjEj: NH: NH44NONO33
Base dBase déébilbil
BH+
ÁCIDOS Y BASES
Kh = Constante de hidrólisis
Observar!!! KhKh = Ka= KaKh x Kb = Kw Kh = Kw
Kb
Cuanto más débil es la base (< Kb), la reacción de hidrólisis ocurre en mayor extensión.
Kh = [B][H3O+][BH+]
BH+ + H2O B + H3O+
Ka x Kb = Kw
Al(H2O)63+(ac) + H2O Al(OH)(H2O)5
2+(ac) + H3O+(ac)
Las soluciones acuosas de cationes metálicos pequeños altamente cargados (Fe3+, Fe2+, Al3+, Ni2+ etc) son son áácidascidas (pH < 7).
Por ejemplo: solución acuosa de AlCl3Al3+ + 6 H2O → [Al(H2O)6]3+
Hidrólisis
12
BH+ + H2O B + H3O+
BHA BH+ + A-
A- + H2O HA + OH-
?
4.- Sales con catión de base débil y anión de ácido débil Ej: NH4NO2, NH4CN
pH > 7 o pH < 7 ?????
Para decidir se deben comparar las Kh de ambas reacciones o las constantes Ka y Kb.
ÁCIDOS Y BASESEjemplo NH4CN NH4
+ + CN-
CN- + H2O HCN + OH-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Kh (CN-) > Kh (NH4+)
Ka (HCN) < Kb(NH3)pH >7, solución básica
2,0 x 10-5== −
−
10
14
10.9,410)Kb(Kh
5,6 x 10-10== −
−
5
14
10.8,110)Ka(Kh
KaKw)Kb(Kh =
KbKw)Ka(Kh =
ÁCIDOS Y BASES
Ejemplo: NH4NO2 NH4+ + NO2
-
NO2- + H2O HNO2 + OH-
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Ka = 4,5 x 10-4
Kb = 1,8 x 10-5
5,6 x 10-10
Kh (NH4+) > Kh (NO2
-)
Kb(NH3) < Ka (HNO2)pH < 7, solución ácida
2,2 x 10-11==KaKw)Kb(Kh
==KbKw)Ka(Kh
HIDRHIDRÓÓLISIS DE DISTINTOS TIPOS DE SALESLISIS DE DISTINTOS TIPOS DE SALES
NH4Cl< 7ácidaácido fuertebase débil
NH4Ac, NH4CN????base débilácido débil
NaAc, KF> 7básicaácido débilbase fuerte
NaCl, KBr= 7neutraácido fuertebase fuerte
EjemplosEjemplospHpHSoluciSolucióónnAniAnióón den deCatiCatióón den de
En conclusiEn conclusióón:n:
Comparar constantes
ÁCIDOS Y BASES
A- + H2O HA + OH-
Kh = [HA][OH-][A-]
Kh = KwKa
Kh ≈ X2
Csal
Csal - X X X
Si Kh << 1
[OH-] ≈ (Kh. Csal)1/2
X = [OH-]
pH
BH+ + H2O B + H3O+ Kh = KwKb
Kh = [B][H3O+][BH+]
Csal-X X X
[H+] ≈ (Kh. Csal)1/2pH
Relación entre pH, Kh (Ka o Kb) y Csal
CCáálculos de pH de Soluciones Salinas (hidrlculos de pH de Soluciones Salinas (hidróólisis)lisis)
1.- Ordene las siguientes disoluciones acuosas todas de igual concentración molar en orden de pH creciente: KI, KF, HAc, HCl, NaNO2, NaNO3, HClO4, NH4Cl, HF, HNO2, NaOH, Ca(OH)2 , H2SO4.
Datos: Ka(Hac)=1,8.10-5, Ka(HF) = 6,8.10-4, Ka(HNO2) = 4,5.10-4
Ejercicios:
2.- Determine cuál o cuáles de las siguientes sales producen disoluciones ácidas: LiCl, NH4Cl, FeSO4, AlCl3, NaClO, KCN (escriba la ecuación correspondiente en cada caso).
3.- Calcule la relación H2PO4-/HPO4
2- en una célula muscular conociendo que el pH interno de la célula es 6,8. Ka2(H3PO4) = 6,2.10-8. (Rta: 2,6:1).
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