Sesión 13 Tema: Reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones. I. Objetivos de la sesión: Después de completar este capítulo Ud. debería ser capaz de: a) Definir y dar ejemplos de los modelos de ácidos y bases de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. b) Describir la escala de pH y calcular el pH de soluciones. c) Usar una tabla de fuerzas relativas de pares de ácidos-bases de Bronsted-Lowry para predecir la dirección de la reacción ácido base. d) Definir y dar ejemplos de los términos efecto del ion común y soluciones amortiguadoras. e) Describir pka y pK b para ácidos y bases. f)

Determinar el pH de soluciones amortiguadoras.

II. Temas Acidez y basicidad. ¿Cómo puede un antiácido aliviar una acidez estomacal? ¿Cómo algunos antiácidos pueden causar indigestión? ¿Por qué los queques y kúchenes suben cuando se calientan en el horno? Ésta y otras importantes cuestiones se pueden responder a través del entendimiento de las reacciones ácidobase. Esta importante clase de reacciones involucra la transferencia de un protón o ion hidrógeno (H +) desde un ácido a una base. Los términos ácido y base han sido usados por cientos de años por los químicos. Se han desarrollado varios conceptos o modelos de ácidos y bases. Los tres modelos más comunes son la teoría de Arrhenius, la teoría de Bronsted-Lowry y la teoría de Lewis. El modelo de Arrhenius de ácidos y bases. Arrhenius definió un ácido como una sustancia que libera o produce iones hidrógeno (H +) o protones en agua. Un ejemplo sería el cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl), el cual, cuando se disuelve en agua se ioniza produciendo iones hidrógeno (H +) y iones cloruro (Cl-). La solución acuosa resultante del gas cloruro de hidrógeno se conoce como ácido clorhídrico. H 2O

+ − (ácido fuerte) HCl H + Cl Este proceso, que involucra la ruptura de una sustancia en iones se denomina como ionización. El proceso de ionización es reversible, como lo indica la doble flecha. Haciendo una flecha más larga que la otra indicamos que la reacción es más completa en la dirección de la flecha más larga. Por ejemplo, hay una reacción de ionización casi completa hacia la derecha con HCl, pero sólo ionización parcial ( ) con ácido acético (CH 3COOH).

Ácidos como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO 3) se ionizan casi completamente en soluciones acuosas son conocidos como ácidos fuertes. Ellos pueden producir severas quemaduras y son destructivas de muchos materiales naturales y artificiales. El ácido clorhídrico también se produce en el estómago y es necesario para la digestión de las proteínas. Desafortunadamente, algunos individuos El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

producen un exceso de ácido clorhídrico, por sobre las necesidades del proceso digestivo (causando hiperacidez o acidez estomacal) y puede llevar a la formación de úlceras gástricas. Ácidos que sólo se ionizan levemente se conocen como ácidos débiles. Un ejemplo típico es el ácido acético (CH 3COOH). H2O H + + CH 3COO− (ácido débil)

I. CH3COOH

El vinagre es una solución 4-5% de ácido acético en agua. Con posterioridad a Arrhenius la evidencia mostraba que el ion hidrógeno libre (como muchos otros iones) no existe en solución acuosa. Como este ion es muy pequeño y tiene una carga positiva debería ser fuertemente atraído por los pares de electrones o el extremo negativo de una molécula de agua. Así, moléculas de agua son atraídas por el ion hidrógeno, lo que se conoce como hidratación. En cualquier momento, un ion hidrógeno en solución acuosa probablemente tiene 4 o 5 moléculas de agua organizadas a su alrededor. Por simplicidad, sin embargo, se usa un ion hidrógeno unido a una molécula de agua para + + designar la presencia de iones de hidrógeno en soluciones acuosas (H H 2O o H3O ). El ion resultante se denomina ion hidronio (H 3O+)

Así, una definición más moderna de un ácido de Arrhenius es una sustancia que produce iones hidronio (H 3O) en agua. Una base de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para producir iones hidroxilo (OH -). Dos ejemplos de bases fuertes o casi totalmente disociadas son el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de sodio (NaOH) o soda cáustica. Este último es usado en la fabricación de jabones y en limpiadores de estufas y desagües. NaOH

H2O + − Na + OH

KOH

H2O K + + OH −

Las bases fuertes son cáusticas y pueden dañar tejidos corporales, plásticos, fibras y gomas. Una base débil importante es el hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, el ingrediente activo de la leche de magnesia. En dosis bajas se puede usar como laxante y antiácido para tratar acidez estomacal y úlceras gástricas. Otra base débil usada en preparaciones antiácidas es el hidróxido de aluminio, Al(OH)3. Ambos, Mg(OH)2 y Al(OH)3 son muy poco solubles en agua, y suspensiones de estas sustancias no son una base fuerte. H2O Mg(OH)2 H2O Al(OH)3

Mg2+ + 2 OH − Al3+ + 3 OH -

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Una reacción química entre un ácido de Arrhenius y una base de Arrhenius se conoce como reacción de neutralización, porque el ácido y la base tienden a neutralizarse mutuamente y producen una sal (una sustancia formada por el ion negativo del ácido y el ion positivo de la base) y agua. Neutralización: la reacción ácido base de Arrhenius Ácido + base sal + agua HCl + NaOH NaCl + H 2O Antiácidos que contengan Mg(OH)2 o Al(OH)3 neutralizan el exceso de ácido clorhídrico en el estómago. (Balancee la segunda ecuación) Mg(OH)2 + 2 HCl

MgCl2 + 2 H 2O

____Al(OH)3 + ____HCl

____AlCl3 + ____H 2O

Existe una gran variedad de preparados antiácidos en el mercado, los cuales se diferencian por su capacidad para neutralizar el exceso de acidez en el estómago. Algunas reducen la acidez gástrica al rango normal, mientras que otras se exceden y causan un estómago básico. Si el estómago se pone muy básico, la efectividad de las diversas enzimas digestivas es afectada y se produce indigestión. Malentendiendo esto como un estómago ácido, un individuo puede tomar más antiácido y hacer su estómago más básico, causando más indigestión. Concentración de ion hidronio y la escala de pH. La cantidad de un soluto presente en un volumen dado de solución (usualmente un litro) se conoce como la concentración de la sustancia. Frecuentemente sde expresa como molaridad (M), el número de moles de sustancia en 1 litro de solución. Así, una solución 1 molar (1M) de H 3O+ contiene 1 mol de H 3O+ en 1 litro de solución. Una solución 0,01 M, o 10-2 M de H3O+ contiene 0, 01 moles de H 3O+ por litro de solución. Por conveniencia, los químicos han desarrollado la escala de pH, que muestra la concentración de ion hidronio o acidez en números que típicamente van de 0 a 14. Técnicamente el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio en moles por litro, o pH = -log[H 3O+] (los paréntesis cuadrados [ ] se usan para indicar concentración en moles por litro de la sustancia mostrada en su interior). El logaritmo de cualquier número elevado a una potencia de 10, es igual a la potencia. Así, log 10-2 = -2 y log 103 = 3. Así, si la concentración de H 3O+ es 0,01 M, o 10-2 M, el pH es pH = -log[10-2] = -(-2) = 2 Para una solución 1O-5 M o 0,00001 M de H 3O+, el pH es pH = -log[10-5] = -(-5) = 5 El agua pura ioniza muy poco por reacción con otra molécula de agua para producir un ion hidronio y un ion hidroxilo, cada uno con una concentración de 10-7 M. H 2O + H 2O

H 3O+ + OH -

La constante de equilibrio para esta reacción sería: [H3O+] x [OH -] K= [H2O]2 El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

Como la concentración del agua, [H 2O], es una constante (en 1 litro de agua, de densidad 1, hay siempre 1000g/ 18g/mol = 55,56 moles), esta se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniendo así una nueva constante, que se llama constante de disociación del agua, y se designa como K w: K w = [H 3O+] x [OH -]

o

K w = [H +] x [OH -] y tiene el valor 10-14

Como están presentes un número igual de iones ácidos H 3O+ y iones básicos OH -, la solución es neutral. 10-14 = [H +] x [OH -]

[H+] = [OH -] = 10-7

Así, el pH de la solución neutra es pH = -log[10-7] = 7 En esta base, podemos definir la escala de pH de acidez y basicidad relativas, como se muestra en la figura siguiente. Hay que tener muy en cuenta que cualquier cambio de un número entero en la escala de pH representa un cambio de 10 veces en la acidez. Así, una solución con un pH de 5 es 10 veces más ácida que una solución con un pH de 6, y una solución con un pH de 4 es 10 veces más ácida que una solución de pH 6.

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La escala de pH, usada para medir acidez y basicidad. Modelo Ácido-Base de Brönsted-Lowry. La teoría de Arrhenius se aplica sólo cuando se usa agua como solvente. Restringe el término ácido a sustancias que producen iones hidronio y el término base a aquellas que producen iones hidroxilo. En 1923, Brönsted y Lowry, independientemente uno de otro, propusieron un modelo mucho más amplio y un concepto mucho más útil de ácidos y bases. De acuerdo con este modelo, un ácido de Brönsted y Lowry es cualquier sustancia capaz de donar un ion hidrógeno o protón a otra sustancia y una base de Brönsted y Lowry es cualquier sustancia capaz de aceptar un protón o ion hidrógeno de otra sustancia. En otras palabras, ácidos son donadores de protones o H +, y bases son aceptores de protones o H +. De acuerdo con este concepto, cualquier reacción que involucre la transferencia de un protón o H + de una sustancia a otra es una reacción ácido-base. El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

Por ejemplo, la disolución de gas HCl en agua es una reacción ácido-base, en la cual un protón se transfiere desde el ácido de Brönsted-Lowry (HCl) a la base de Brönsted-Lowry (H 2O) para formar iones hidronio (H 3O+) y iones cloruro (Cl-). La reacción es reversible en algún grado, y en la reacción reversa el H 3O+ puede actuar como donador de protones o ácido y el Cl- actúa como aceptor de protones o base. Acido 1 + base 1 ácido 2 + base 2 H3O+ + ClHCl + H2O Nótese que cada ácido (por ejemplo HCl) forma una base conjugada (Cl-) cuando dona su protón a H 2O, y cada base (como el H 2O) forma un ácido conjugado (H 3O+) cuando acepta un protón del HCl. ¿Cuál es la base conjugada del H 3O+? ¿Cuál es el ácido conjugado del H 2O? Algunas sustancias, como el agua, pueden actuar tanto como un ácido, donando un protón y transformándose en OH -, o como una base, aceptando un protón para convertirse en H 3O+. Tales sustancias de conocen como anfóteras. Otra reacción ácido-base importante involucra al bicarbonato de sodio (NaHCO3), sustancia constituyente principal de los polvos de hornear, que se usan para hacer tortas, queques y otros productos alimenticios. Cuando el bicarbonato de sodio se disuelve en agua, su ion bicarbonato (HCO 3-) reacciona con agua en una reacción ácido-base: HCO3- + H 2O base 1 + ácido 1

H 2CO3 + OH ácido 2 + base 2

Normalmente esta reacción no se desarrolla mucho hacia la derecha, pero si la mezcla se calienta – por ejemplo, poniendo la masa en el horno – el ácido carbónico (H 2CO3) se descompone y produce gas dióxido de carbono y agua H 2CO3

CO2 + H 2O

Cuando el gas CO2 se desprende (designado por el símbolo ), desplaza la reacción hacia la derecha. Más importante, a medida que las burbujas de gas intentan emerger hacia la superficie a través de la masa, la hacen subir y expandirse. Reacciones entre ácidos y bases de Arrhenius siempre producen una sal y agua, mientras que en las reacciones ácido-base de Brönsted-Lowry el ácido y la base reaccionan para formar un ácido diferente y una base diferente. Además, las reacciones ácido-base de Brönsted-Lowry no requieren agua. Por ejemplo, el ácido HCl puede donar un protón a la base amoníaco, NH 3, para formar un ion amonio, NH4+ y un ion cloruro, Cl-, en total ausencia de agua. NH3 + HCl base 1 + ácido 1

NH4+ + Clácido 2 + base 2

La fuerza relativa de diferentes ácidos de Brönsted-Lowry depende de su tendencia a donar protones. Por ejemplo, HCl tiene una mayor tendencia a perder su protón que el CH 3COOH. Existe una relación inversa entre la fuerza de un ácido y la de la base que queda (conjugada) después que pierde el protón. El ácido HCl es muy fuerte, mientras Cl- (su base conjugada) es extremadamente débil. Por otro lado, el agua es un ácido de Bronsted-Lowry muy débil, mientras que su base conjugada, el ion OH -, es muy fuerte. En la tabla siguiente se listan unos pocos de los numerosos pares conjugados ácido-base de Bronsted-Lowry, en orden de fuerza ácida decreciente.

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Tabla: Fuerzas relativas de Pares ácido-base de Bronsted-Lowry. Ácido Ácido fuerte

Ácido débil

Base conjugada

Ácido HCl clorhídrico Ácido nítrico HNO3 Ion hidronio H 3O+ Ácido fluorhídrico HF Ácido acético CH 3COOH Ácido carbónico H 2CO3 Ion amonio NH4+ Agua H 2O

ClNO3H 2O FCH 3COOHCO3NH 3 OH -

Ion cloruro

Base débil

Ion nitrato Agua Ion fluoruro Ion acetato Ion bicarbonato Amoníaco Ion hidroxilo Base fuerte

Podemos usar una tabla como ésta para predecir si una reacción ácido-base dada se desplazará más hacia la derecha o hacia la izquierda. Por ejemplo, HCl, el ácido más fuerte en la lista es un fuerte donador de protones; el ion OH -, la base más fuerte en la lista es un fuerte aceptor de protones. Cualquier reacción en la cual la posición de los reactantes en la tabla sea Ácido 1

Base 1 Procederá más hacia la derecha ( ). Mientras mayor sea la separación entre el ácido reaccionante y la base, más hacia la derecha estará desplazada la reacción ácido-base. Por ejemplo, la reacción entre HCl y OH - estará más desplazada hacia la derecha que la reacción entre HCl y CH 3COO-. Similarmente, una reacción en la cual los dos reaccionantes tienen el ordenamiento Base 1

Ácido 1 en la tabla, procederá más hacia la izquierda que hacia la derecha. Modelo de Lewis de ácidos y bases. Un modelo más reciente y completo de ácidos y bases fue propuesto por Lewis, el mismo científico que desarrolló el modelo de los pares electrónicos del enlace covalente. Un ácido de Lewis es una especie que puede aceptar un par de electrones y una base de Lewis es una especie que puede donar un par de electrones. En otras palabras, los ácidos de Lewis son aceptores de pares electrónicos y las bases de Lewis son donadores de pares electrónicos. Así, H + al aceptar un par de El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

electrones actúa como un ácido de Lewis; OH - puede donar un par de electrones al H + y actuar como una base de Lewis.

Ácido de Lewis

Base de Lewis

La teoría de Lewis incluye a todos los ácidos y bases de Bronsted-Lowry, al mismo tiempo que extiende el concepto ácido-base a una serie de reacciones que no involucran el traspaso de un ion hidrógeno o protón. Por ejemplo, no hay protones envueltos en la reacción ácido-base entre el ácido de Lewis trifluoruro de boro (BF3) y la base de Lewis amoníaco (NH 3) para formar F3B-NH 3

En la tabla siguiente se sintetizan los tres principales modelos de ácidos, bases y reacciones ácidobase. Nuevamente vemos como la ciencia se desarrolla por medio de una serie de esquemas conceptuales designados para ser útiles en dar cuenta o explicar fenómenos conocidos y predecir nuevos. Tabla: Resumen de modelos ácido-base. Modelo Arrhenius Bronsted-Lowry

Lewis

Ácido

Base

Reacción Neutralización para Produce H 3O+ en agua Produce OH - en agua producir una sal más agua Transferencia de protones Donador de protones o H + Aceptor de protones o H + para producir otro ácido y otra base Formación de una Aceptor de pares Donador de pares sustancia por compartición de un par de electrones electrónicos electrónicos proveniente de uno de los reactantes

Porcentaje de ionización. En ácidos que liberan un protón al disolverse en agua (monopróticos), la concentración del ácido que se ha ionizado es igual a la concentración de los iones H + y también a la concentración de la base conjugada en equilibrio. Por lo tanto, el porcentaje de ionización de un ácido de este tipo será: Concentración del ion hidrógeno en el equilibrio % de ionización =

x 100, o concentración inicial del ácido Concentración de la base conjugada en el equilibrio

% de ionización =

x 100, o concentración inicial del ácido

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Así, en una disolución de ácido fluorhídrico (HF) 0,60 M, el porcentaje de disociación del ácido se puede calcular de la siguiente forma: Sea X la concentración de los iones H+ y F- en el equilibrio, en Mol/l HF(ac) 0,60 M -XM (0,60 - X) M

Inicial Cambio En equilibrio

H +(ac) 0,00 M + XM XM

+

F-(ac) 0,00 M + XM XM

Entonces, conociendo el valor de la constante de equilibrio, en este caso Ka = 7,1x10-4 podemos calcular X: [H+] x [F-] Ka =

= [HF]

4 7,1x10-

=

X2 (0,60 – X)

Como se trata de un ácido débil, podemos suponer que (0, 60 – X) es prácticamente igual a 0,60, para no resolver la ecuación cuadrática, que puede ser engorroso para algunos. En ese caso, −4 −4 X2 = 0,60 x 7,1x10 = 4,3 x 10 , de donde X resulta igual a 0,021 M. Como se trata de un ácido monoprótico, el porcentaje de ionización será 0, 021 M / 0,60 M x 100% = 3,5% . El efecto del ion común. ¿Qué pasa cuando se disuelven dos compuestos diferentes? Si tanto el acetato de sodio como el ácido acético se encuentran en la misma disolución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones CH3COO-: CH3COONa(s) CH3COOH(ac)

CH 3COO - (ac) + N a +(ac) CH 3COO - (ac) + H +(ac)

El CH 3COONa es un electrolito fuerte, por lo que se disocia totalmente en la disolución; pero el CH 3COOH, un ácido débil, solo se ioniza de modo parcial. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al agregar iones CH 3COOH prov enientes del CH 3COONa a una disolución que contiene CH3COOH, se inhibirá la ionización del CH 3COOH (esto es, se desplaza el equilibrio hacia la izquierda), con lo que disminuirá la concentración del ion hidrógeno. Así, una disolución que contenga tanto CH 3COOH como CH 3COONa será menos ácida que otra disolución que solo contenga CH 3COOH a la misma concentración. El desplazamiento en el equilibrio de ionización del ácido acético es ocasionado por los iones adicionales acetato que provienen de la sal. El ion CH 3COO- se llama ion común porque es producido tanto por CH 3COOH como por el CH 3C OON a. El desplazamiento de los equilibrios causado por la adición de un compuesto que tiene un ion en común con las sustancias disueltas se llama efecto del ion común. El ion común juega un papel importante en la determinación del pH de una disolución. Hay que tener en cuenta que, a pesar de su nombre distintivo, el efecto del ion común es simplemente un caso especial del principio de Le Chatelier. Considérese el pH de una disolución que contiene un ácido débil HA y una sal soluble de ese ácido débil, como NaA. Entonces se escribe H 30+(ac) + A - (ac) HA(ac) + H z0(l) El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

o simplemente:

HA(ac)

H +(ac) + A -(ac)

La constante de ionización K a viene dada por: [H +] x [A -] Ka =

K a x [H A] . Reordenando se tiene [H + ] = [A -]

[HA]

Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de igualdad, se obtiene - log

[H +]

= - log K a - log

[H A]

o bien

- log

[H +] =

- log K a + log

[A -] De manera que

[A -] [HA ]

[A -] pH = pK a + log

[HA ]

La ecuación se llama ecuación de Henderson-Hasselbalch. En forma más general se puede expresar como pH = pK a + log

[base conjugada] [ácido]

En este ejemplo, HA es el ácido y A - es su base conjugada. Entonces, si se conocen la K a y las concentraciones del ácido y la sal del ácido, se puede calcular el pH de la disolución. Es importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce de la expresión de la constante de equilibrio; y que es válida, sin importar la procedencia de la base conjugada (esto es, si proviene solo del ácido o si proviene tanto del ácido como de una de sus sales). Al resolver problemas que implican el efecto del ion común, por lo general se dan las concentraciones iniciales del ácido débil HA y de su sal, como el N aA. E n tanto que las concentraciones de estas especies sean razonablemente grandes (> 0.1 M), se puede despreciar la ionización del ácido y la hidrólisis de la sal. Así, se pueden usar las concentraciones iniciales como concentraciones en el equilibrio. Disoluciones am orti guadoras o tampones. Una disolución amortiguadora o tampón, es una disolución de: 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; ambos componentes deben de estar presentes. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH en la adición de pequeñas cantidades tanto de ácidos como de base. Los amortiguadores son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es aproximadamente 7,4, mientras que el jugo gástrico humano es de más o menos 1,5. Estos valores de pH, que son cruciales para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen con amortiguadores en la mayoría do los casos. Una disolución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar con los iones 0H - que puedan agregarse; y también debe contener una base para reaccionar con los iones H + que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par conjugado ácido-base (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado). El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

Uno de los amortiguadores más simples es el sistema del ácido acético - acetato de sodio. Una disolución que contenga estas dos sustancias tiene la capacidad de neutralizar los ácidos o bases que se le agreguen de la siguiente manera. Si se añade una base al sistema amortiguador, los iones OH - serán neutralizados por el ácido del amortiguador: CH3COOH(ac) + OH -(ac)

CH3C OO - (ac) + H 2O(l)

Si se agrega un ácido, los iones H + serán consumidos por la base del amortiguador, de acuerdo con la ecuación CH 3COO-(ac) + H +(ac)

CH3COOH(ac)

Aquí, los iones acetato son proporcionados por la disociación del acetato de sodio: CH3COONa(s)

CH3COO-(ac) + Na+(ac)

Como se puede ver, las dos reacciones que caracterizan este sistema amortiguador son idénticas a las del efecto del ion común, descritas. En general, un sistema amortiguador puede representarse como sal/ ácido o base conjugada/ácido. Así, el sistema amortiguador del acetato de sodio/ácido acético puede escribirse como CH 3COONa/CH 3COOH o como CH 3COO- CH 3COOH. III. Actividad previa. Syllabus sesión 11 IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicios prácticos V. Lectura post-sesión. Por definir Cuestionario. 1. Compare los modelos de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis para ácidos y bases. 2. Clasifique cada una de los siguientes especies como ácido o base de Brönsted-Lowry: OH -, H 2CO3, HCO3-, Br-, HBr, H 2O. Indique el ácido o base conjugado de cada uno de ellos. 3. ¿Qué es una sustancia anfótera? ¿Cuál(es) de las especies de la pregunta anterior son anfóteras? 4. Diferencie entre iones hidrógeno y iones hidronio. 5. Usando la tabla de fuerzas relativas de pares ácido-base, prediga si las siguientes reacciones ácidobase tenderán a desplazarse más hacia la derecha o más hacia la izquierda. En cada caso, indique el ácido y la base en cada lado de la ecuación HF + OH H 2CO3 + H 2O HNO3 + NH 3

H 2O + FH3O+ + HCO3NO3- + NH4+

6. ¿Cuál es la diferencia entre un ácido fuerte y un ácido débil de acuerdo con el concepto de Arrhenius y de acuerdo con el concepto de Brönsted-Lowry? 7. ¿Cuál será el pH de una solución 0,001 M de HCl, y de una solución que es 10-9 M en H 3O+? El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento.

8. Clasifique las siguientes soluciones como ácidas, básicas o neutras: pH = 4, [H 3O+] = 10-8 M; pH = 10; pH = 7; [H3O+ = 10-7 M; [OH -] = 10-1 M. 9. Defina el término efecto del ion común. Explique el efecto del ion común en términos del principio de Le Chatelier 10. Describa el cambio en el pH (aumento, disminución o sin cambio) que resultaría de cada una de las siguientes adiciones: a) acetato de potasio (CH 3COOK) a una disolución de ácido acético (CH 3COOH) b) nitrato de amonio (NH 4NO3) a una disolución de amoníaco (NH 3) c) formiato de sodio (HCOONa) a una disolución de ácido fórmico (HCOOH) d) cloruro de potasio (KCl) a una disolución de ácido clorhídrico (HCl) e) yoduro de bario (BaI) a una disolución de ácido yodhídrico (HI) 11. Determine el pH de una disolución de CH 3COOH 0,40 M y de una disolución que es 0,40 M en CH 3COOH y 0,20 M en CH 3COONa 12. Determine el pH de una disolución 0,20 M de NH3 y de una disolución que es 0,20 M en NH3 y 0,30 M en NH 4Cl 13. Determine las concentraciones del ion hidrógeno y del ion acetato en una disolución de CH3COOH 0,100 M y en una disolución que es 0,100 M en CH3COOH y 0,100 M en HCl 14. Defina lo que es una solución amortiguadora. ¿Cuáles son los componentes de una disolución amortiguadora? 15. Defina el pK a de un ácido débil. ¿Cuál es la relación entre el valor del pK a y la fuerza de un ácido? Haga lo mismo para una base débil. 16. Los valores de pK a de dos ácidos monopróticos HA y HB son 5,9 y 8,1 respectivamente. ¿Cuál de los dos es el ácido más fuerte? 17. Los valores de pK b de las bases X -, Y - y Z- son 2,72, 8, 66 y 4,57 respectivamente. Ordene los siguientes ácidos en orden de fuerza creciente: HX, HY y HZ. 18. Calcule el pH de las dos disoluciones amortiguadoras siguientes: a) 2,0 M CH3COONa/2,0 M CH 3COOH b) 0,20 M CH 3COONa/0,20 M CH 3COOH ¿Cuál será el amortiguador más eficaz?

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