Capítulo 15: Ácidos y bases Dr. Alberto Santana Universidad de Puerto Rico Recinto Universitario de Mayag¨uez Departamento de Qu´ımica QUIM-3002

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.1

Ácidos y bases de Brønsted Un ácido de Brønsted es una sustancia que es capaz de donar un protón (H+ ) y una base de Brønsted es la sustancia capaz de aceptar un protón. HF(g) + H2 O(
)
H3 O+ (ac) + F− (ac)
 
 
 
  ácido1

base2

ácido2

base1

Note que ácido1 y base1 forman, al igual que ácido2 y base2 , un par ácido-base conjugado. Estas son especies que difieren por un protón (H+ ). En otras palabras, F− es la base conjugada del ácido HF. Identifique las pares conjugados en: CN− + H2 O
HCN + OH− ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.2

Propiedades ácido-base de agua El agua se autoioniza, H2 O(
) + H2 O(
)
H3 O+ (ac) + OH− (ac). La constante de equilibrio se expresa como: Kc = [H3 O+ ][OH− ] = Kw . Para agua pura a 25◦ C, la [H+ ] = [OH− ] = 1.0 × 10−7 M, por lo tanto el valor de Kw = (1.0 × 10−7 )(1.0 × 10−7 ) = 1.0 × 10−14 Ejercicio: Calcule la [OH− ] en una solución de HCl 1.3M. −14 K 1.0 × 10 w [OH− ] = + = = 7.7 × 10−15 M [H ] 1.3

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pH El valor de pH de una solución se define como pH = − log[H+ ]. Tipo de sol’n

[H+ ]

pH

ácidas

> 1.0 × 10−7 M

< 7.0

neutrales

= 1.0 × 10−7 M

7.0

básicas

< 1.0 × 10−7 M

> 7.0

de igual manera, pOH = − log[OH− ]. Recuerde que pH + pOH = 14.00. Ej. La concentración de OH− en la sangre es de 2.5 × 10−7 M, calcule el pH de la sangre. pOH = − log(2.5 × 10−7 ) = 6.60,

pH = 14.00 − 6.60 = 7.40 ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.4

Fortaleza de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Ácidos y bases débiles son electrolitos débiles que solo se ionizan parcialmente en agua. Datos importantes (de la Tabla 15.2): Si un ácido es fuerte, su base conjugada será débil. Si una base es fuerte, su ácido conjugado será débil. H3 O+ es el ácido más fuerte que puede existir en agua. OH− es la base mas fuerte que puede existir en agua. Calcule el pH de una solución 1.7 × 10−2 M Ba(OH)2 . ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.5

Solución al problema anterior pH = 14.00 − pOH, pOH = − log(1.7 × 10−2 ) = 1.77, por lo tanto pH = 14.00 − 1.77 = 12.23 .

Para el equilibrio CH3 COOH(ac) + HCOO− (ac)
CH3 COO− (ac) + HCOOH(ac), predecir si el valor de K será menor o mayor 1. Recuerde que el equilibrio favorecerá el ácido más débil.

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Ácidos débiles y la constante de ionización Un ácido débil (HA) se ioniza parcialmente en agua HA(ac)
H+ (ac) + A− (ac) [H+ ][A− ] Para esta rxn. la constante de equilibrio es Ka = . Ésta [HA] mide la fortaleza del ácido. Ej. Calcule el pH de una solución 0.122M de un ácido monoprótico con Ka = 5.7 × 10−4 . HA




H+

+

A−

Inicial (M)

0.122

0

0

cambio (M)

−x

+x

+x

0.122 − x

x

x

Eq. (M)

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[H+ ][A− ] Ka = , [HA]

−4

5.7 × 10

x2 = 0.122 − x

6.954 × 10−5 − 5.7 × 10−4 x − x2 = 0 Esto es una ecuación cuadrática (ax2 + bx + c = 0) con solución √ −b ± b2 − 4ac x = . Usando a = −1, b = −5.7 × 10−4 y c = 2a 6.954 × 10−5 obtengo que x = 8.05 × 10−3 = [H+ ]. Ahora puedo calcular el pH, pH = − log[H+ ] = − log(8.05 × 10−3 ) = 2.09 .

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Calcular Ka de un ácido débil El pH de una sol’n. 0.060M de un ácido monoprótico débil es 3.44. Calcule el valor de Ka . Primero necesita calcular la [H+ ], [H+ ] = 10−pH = 10−3.44 = 3.63 × 10−4 . HA




H+

+

A−

Inicial (M)

0.060

0

0

cambio (M)

−3.63 × 10−4

3.63 × 10−4

3.63 × 10−4

0.05964

3.63 × 10−4

3.63 × 10−4

Eq. (M)

[H+ ][A− ] (3.63 × 10−4 )(3.63 × 10−4 ) Ka = = = 2.2 × 10−6 [HA] 0.5964 ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.9

Porciento de ionización Para el caso anterior podemos definir el porciento de ionización como: [H+ ]eq × 100% % de ionización = + [H ]inicial 3.63 × 10−4 M = × 100% = 0.61% 0.0600M

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Bases débiles y el Kb Al igual que para los ácidos débiles, para las bases débiles se define un K, Kb . El Kb indica la fortaleza de la sustancia como base. Ej. Calcule el pH de una sol’n. 0.26M de metilamina (Kb = 4.4 × 10−4 ). CH3 NH2

+

H2 O
CH3 NH+ 3

+ OH−

Inicial(M )

0.26

0

0

Cambio(M)

−x

+x

+x

0.26 − x

x

x

Eq. (M) Kb =

− [CH3 NH+ 3 ][OH ] , [CH3 NH2 ]

4.4 × 10−4 =

0.26, entonces x2 = 1.144 × 10−4 ,

x2 . 0.26−x

Si digo que 0.26 − x ≈

x = 0.0107M. Ahora sé que

[OH− ] = 0.0107M y pOH = − log(0.0107) = 1.97. pH = 12.03 . ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.11

Pares ácido-base conjugados, relación entre Ka y K b El Ka y Kb de un par ácido-base conjugado estan relacionados entre si. H+

+

A−

Ka

H2 O
HA

+

OH−

Kb

H2 O


+

OH−

Kw

HA A−

+




H+

Note que para un par ácido-base conjugado Ka Kb = Kw .

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.12

Ácidos polipróticos Un ácido poliprótico es aquel que produce más de un ión de hidrógeno, H+ (Ver Tabla 15. 5). 2− + , C O y H en Ej. Calcule la concentración de C2 H2 O4 , C2 HO− 2 4 4 una sol’n. 0.20M de ácido oxálico (C2 H2 O4 ). C2 H2 O4

+

H+

Inicial (M)

0.20

0

0

Cambio (M)

−x

+x

+x

0.20 − x

x

x

Eq. (M) Ka 1 =


C2 HO− 4

+ [C2 HO− 4 ][H ] , [C2 H2 O4 ]

6.5 × 10−2 =

x2 , 0.20−x

x = 0.086. [C2 H2 O4 ] =

+ ] = 0.086M y [H ] = 0.086M. 0.20 − 0.086 = 0.11M, [C2 HO− 4

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.13

Ácidos polipróticos, cont. Para la segunda parte del problema uso la información que obtuve de la primera parte. C2 HO− 4 Inicial (M) Cambio (M) Eq. (M) Ka 2 =

+ [C2 O2− 4 ][H ] , [C2 HO− ] 4


C2 O2− 4

+

H+

0.086

0

0.086

−y

+y

+y

0.086 − y

y

0.086 + y

6.1 × 10−5 =

y(0.086+y) , 0.086−y

y = 6.1 × 10−5 M,

−5 ] = 6.1 × 10 M. [C2 O2− 4

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.14

Estructura molecular y fortaleza de ácidos La fortaleza de los ácidos depende de varios factores: la naturaleza del solvente, la temperatura, la estructura molecular del ácido, fotaleza de los enlaces X − H, etc. Para una especie HX, la fortaleza como ácido depende de la capacidad para ionizarse. Esto se afecta por δ+

δ−

la fortaleza del enlace H − X y por la polaridad del enlace H − X . Mientras más polarizado el enlace, más fuerte es la especie como ácido. HI > HBr > HCl  HF, esta tendencia se puede explicar en términos de la diferencia en tamaño.

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.15

Oxiácidos... |

δ−

δ+

En el caso de estos ácidos, − Z − O − H , la fortaleza ácida aumenta |

con la electronegatividad o con el estado de oxidación del átomo Z. Ésto hace que el enlace O − H sea más polar. En el caso de oxiácidos con diferentes átomos centrales, la fortaleza ácida aumenta con la electronegatividad del átomo central (HClO3 > HBrO3 ). Cuando lo que cambia es el número de sustituyentes, la fortaleza aumenta con el estado de oxidación del átomo central (Ver figura 15. 6). Ej. ¿Cuál ácido es más débil, H3 PO3 o H3 PO4 ?

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.16

Propiedades ácido-base de las sales En términos generales, las sales de metales alcalinos y bases conjugadas de un ácido fuerte no reaccionan con agua. Ejs. NaCl, NaNO3 , KCl, etc. Soluciones de estas sales tienen un pH de aprox. 7. Sin embargo la sal derivada de una base fuerte y un ácido débil forma soluciones básicas. Ejs. son el ión acetato (CH3 COO− ), formato (HCOO− ), etc. El porciento de hidrólisis es: [base]hidrolizada × 100% % hidrólisis = [base]inicial

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.17

Ejercicio: cálculo de pH y % de ionización Sol’n. 0.24M de formato de sodio (NaHCOO). H2 O

NaHCOO(s) −→ HCOO− (ac) + Na+ (ac) HCOO− (ac)


HCOOH(ac)

+

OH− (ac)

Inicial (M)

0.24

0

0

Cambio (M)

−x

+x

+x

0.24 − x

x

x

Eq. (M) Kb =

[HCOOH][OH− ] , [HCOO− ]

5.9 × 10−11 =

x2 , 0.24−x

x = 3.76 × 10−6 M,

[OH− ] = 3.76 × 10−6 M, pOH = 5.42, pH = 14.00 − 5.42 = 8.58 . % hidrólisis =

3.76×10−6 0.24

× 100% = 0.0016% . ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.18

Sales que producen soluciones ácidas Los cationes usualmente envueltos son Al3+ , Cr3+ , Fe3+ , Bi3+ y Be2+ . Los problemas con este tipo de sales se trabajan similar al de las sales básicas, pero ahora se usa el Ka y no el Kb .

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.19

Cuando el catión y el anión hidrolizan. Estas sales se derivan de una base débil y un ácido débil. En este caso, “el futuro” de la sol’n. lo define el valor de K. Ka > Kb :

solución ácida

Ka < Kb :

solución básica

Ka ≈ K b :

solución “neutral”

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.20

Propiedades ácido base de óxidos e hidróxidos Óxidos metálicos como NaO(s) y BaO(s) reaccionan con agua para formar hidróxidos metálicos. Recuerde que el ión O2− es una base más fuerte que el OH− . Los óxidos ácidos reaccionan con agua: CO2 (g) + H2 O(
)
H2 CO3 (ac) SO3 (g) + H2 O(
)
H2 SO4 (ac) P4 O10 (s) + H2 O(
)
4H3 PO4 (ac) Existen sustancias como el óxido de aluminio (Al2 O3 ) que se comportan tanto como ácido o base. A estas sustancias se les llama anfotéricas. Al2 O3 (s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3 (ac) + 3H2 O(
) Al2 O3 (s) + 2NaOH(ac) + 3H2 O(
) → 2NaAl(OH)4 (ac) ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.21

Ácidos y bases de Lewis Base de Lewis: sustancia que puede donar un par de electrones. Ácido de Lewis: sustancia que puede aceptar un par de electrones. El caso de NH3 y H+ : H3 N : +H+
NH+ 4 Las reacciones ácido-base de Lewis envuelven la donación de un par de electrones, y NO forman sal ni agua. Incluye reacciones que no envuelven ácidos ni bases de Brønsted. La hidratación de iones metálicos ocurre mediante una reacción ácido-base de Lewis. ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.22

Ejemplo Para la reacción Co3+ (ac) + 6NH3 (ac)
Co (NH3 )3+ 6 , identifique el ácido y la base de Lewis.

´ Quimica general II, Acidos y bases – p.23

Ejercicios 15.5 Identifique los pares ácido-base conjugados: (a) CH3 COO− + HCN
CH3 COOH + CN− HCN, CN− y CH3 COOH, CH3 COO− − 2− (b) HCO− + HCO
H CO + CO 2 3 3 3 3 2− − HCO− , CO y H CO , HCO 2 3 3 3 3 2− + (c) H2 PO− + NH
HPO + NH 3 4 4 4 2− + H2 PO− 4 , HPO4 y NH4 , NH3 − (d) HClO + CH3 NH2
CH3 NH+ + ClO 3

HClO, ClO− y CH3 NH+ 3 , CH3 NH2 ´ Quimica general II, Acidos y bases – p.24