• Equilibrio Iónico• Electrolitos Fuertes y Débiles• Acidos y Bases: Arrhenius, Bronsted – Lowry• Ácidos Polipróticos• Neutralizacion de Ácidos y Bases Fuertes• Autoionizacion del Agua, pH

Equilibrio Iónico

• El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones.

Electrolitos Fuertes y Débiles

• Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.

Ácidos y Bases

• Un ácido se describe como una sustancia que libera iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua. (H+ es equivalente a un protón)

• Una base se describe como una sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando está disuelta en agua.

ejemplos• NaOH (hidróxido de sodio)• KOH (hidróxido de potasio) • Ba(OH)2 (hidróxido de bario)

• El amoniaco (NH3) también se clasifica como base. Cuando el amoniaco se disuelve en agua, el NH3 reacciona parcialmente con ella para formar iones NH4

+ y OH- .

Propiedades generales de ácidos y bases

Ácidos • Los ácidos tienen sabor agrio; por ejemplo el ácido

acético, y el ácido cítrico. • Los ácidos ocasionan cambios de color en los

pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de azul a rojo.

• Las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad.

• Los ácidos reaccionan con algunos metales, como zinc, magnesio o hierro para producir hidrógeno gaseoso.

• Una reacción típica es la que sucede entre el ácido clorhídrico y el magnesio:

2HCl(ac) + Mg(s) -> MgCl2 (ac) + H2 (g) • Los ácidos reaccionan con los carbonatos y

bicarbonatos, como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para formar dióxido de carbono gaseoso. Por ejemplo,

2HCl(ac) + CaCO3 (s) -> CaCl2 (ac) + H2O(I) + CO2 (g)

HCl(ac) + NaHCO3 (s) -> NaCl(ac) + H2O(I) + CO2 (g)

Bases • Las bases tienen sabor amargo. • Las bases se sienten resbaladizas; por ejemplo, los

jabones, que contienen bases, muestran esta propiedad.

• Las bases producen cambios de color en los colorantes vegetales; por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.

• Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad.

Arrhenius

• Los ácidos son sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+ y a las bases son sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-.

• Sólo se aplica a disoluciones acuosas

Bronsted – Lowry

• Un ácido de Bronsted es un donador de protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones.

• El ácido clorhídrico es un ácido de Bronsted puesto que dona un protón al agua:

Ejemplos

• Clasifique cada una de las siguientes especies como un ácido o una base de Bronsted:

• HBr ácido• NO2

- base

• HCO3- ácido y base(anfótero)

• SO42- base

• HI ácido

Ácidos Monopróticos

• Cada unidad de ácido libera un ion hidrógeno tras la ionización:

• HCl(ac) -> H+(ac) + Cl - (ac) • HNO3(ac) -> H+(ac) + NO3

- (ac)

• CH3COOH(ac) <-> CH3COO- (ac ) + H+(ac)

Ácidos Polipróticos

• Ácido Diprótico. cada unidad del ácido produce dos iones H+ en dos etapas:

• H2SO4(ac) -> H+(ac) + HSO4-(ac)

• HSO-(ac) <-> H+(ac) + SO4-(ac

Ácidos Polipróticos

• Ácidos Tripróticos. Existen relativamente pocos ácidos tripróticos, los cuales producen tres iones H+. El ácido triprótico mejor conocido es el ácido fosfórico, cuyas ionizaciones son:

• H3PO4(ac) <-> H+(ac) + H2PO4-(ac)

• H2PO4-(ac) <-> H+(ac) + HPO4

2-(ac)

• HPO42-(ac) <-> H+(ac) + PO4

3-(ac)

Neutralizacion de Ácidos y Bases Fuertes

• Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH- u O2-

ácido + base -> sal + agua

Ejemplo:• HCl(ac) + NaOH(ac) -> NaCl(ac) + H2O(I)

• Tanto el Na+ como el Cl- son iones espectadores.

• Si en la reacción anterior se hubiera iniciado con iguales cantidades molares del ácido y de la base, al final de la reacción únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base remanente. Ésta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.

Valoraciones Acido-Base

• En una valoración, una disolución de concentración exactamente conocida, denominada disolución patrón, se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete.

• El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color de un indicador que se ha añadido a la disolución.

Ejemplos• En un experimento de valoración, un

estudiante encuentra que se necesitan 23.48 mL de una disolución de NaOH para neutralizar 0.5468 g de HCl. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de la disolución de NaOH?

• ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para neutralizar 18.64 mL de una disolución de NaOH 0.1004 M?

• ¿Cuántos mililitros (mL) de una disolución de NaOH 0.610 M se necesitan para neutralizar completamente 20.0 mL de una disolución de H2SO4 0.245 M?

• ¿Cuántos mililitros de una disolución de H2SO4 1.28 M se requieren para neutralizar 60.2 mL de una disolución de KOH 0.427 M?

Autoionización del Agua, pH

• El agua es un disolvente único: Puede actuar como ácido o base.

• Por ejemplo, como base con el ácido clorhídrico y acético y como ácido con el amoniaco

• El agua es un electrólito muy débil y, por lo tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización (autoionización del agua):

El producto iónico del agua

• Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ionizan, la concentración del agua, [H2O], permanece virtualmente sin cambios.

• Para indicar que esta constante se refiere al agua, se reemplaza Kc por Kw (constante de producto iónico)

Constante del producto iónico

• Es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.

• En el agua pura a 25°C las concentraciones de los iones H+ y OH- son iguales y se encuentra que [H+] = 1.0x10-7 M y [OH- ] = 1.0x10-7 M, Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, entonces:

Kw = (1.Ox1O-7)(1.0x10-7) = 1.0x10-14

• Siempre que [H+] = [OH- ] se dice que la disolución acuosa es neutra.

• En una disolución ácida hay un exceso de iones H+, de modo que [H+] > [OH- ].

• En una disolución básica hay un exceso de iones hidroxilo, por lo que [H+] < [OH- ].

Ejemplo:• La concentración de iones OH- en cierta

disolución limpiadora para el hogar a base de amoniaco es 0.0025 M. Calcule la concentración de iones H+

El pH: una medida de la acidez

• El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):

• Al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad adimensional.

Disoluciones ácidas:• [H+] > 1.0 X 10-7 M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: • [H+] < 1.0 X 10-7 M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: • [H+] = 1.0 X 10-7 M, pH = 7.00El pH aumenta a medida que [H+] disminuye.

Ejemplos• La concentración de iones H+ en una botella de vino de

mesa, justo después de que se le quitara el corcho, era de 3.2x10-4 M. Sólo se consumió media botella de vino. La otra mitad, después de haber estado abierta y en contacto con el aire durante un mes, se encontró que tenía una concentración de ion hidrógeno igual a 1.0x10-3 M. Calcule el pH del vino en estas dos ocasiones.

• El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región del noreste de Estados Unidos en un día en particular fue de 4.82. Calcule la concentración del ion H+ del agua de lluvia.