Reacciones Ácido Base

Prof. Sergio Casas-Cordero E.

sacce

Contenido: (parte uno) 1. Definiciones 2. Equilibrio iónico del agua 3. Potencial de acidez; escala de pH

4. Fuerza de ácidos y bases 5. Medición y cálculo de pH

Sergio Casas-Cordero E.

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Electrolitos: Son sustancias que disueltas en agua se disocian en iones de carga opuesta; catión y anión. Sus soluciones son capaces de conducir la corriente eléctrica. Se clasifican en: electrolitos fuertes (EF) aquellos que se disocian totalmente (100 % o cercano) electrolitos débiles (ED) aquellos que se disocian parcialmente (10 % o menos) Sergio Casas-Cordero E.

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Grado de disociación α Representa en porcentaje, a la concentración molar de iones que se logra obtener a partir de un electrolito débil, suponiendo que su concentración inicial (Ci) equivale al 100 %

AB(ac)  A(ac) + B(ac) Condición Inicial:

Condición final:

Ci (Ci – x)

Ci  100 % x  α

0 x

0 x

x  100% α Ci Sergio Casas-Cordero E.

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Teorías ácido base  Arrhenius (1883)  Bronsted y Lwory (1923)  Lewis (1923)

Johannes Nicolaus Brønsted Svante August Arrhenius

Gilbert Newton Lewis (1875-1946)

Thomas Martin Lowry (1874-1936)

(1879-1947)

(1859-1927) Sergio Casas-Cordero E.

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Arrhenius Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, libera cationes Hidrógeno; H1+ HCl(ac)  H1+(ac) + Cl1-(ac)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, libera aniones Hidroxilo; OH1NaOH(ac)  Na1+(ac) + OH1-(ac)

Sergio Casas-Cordero E.

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Algunas Propiedades Químicas: Ácido

Base

Sabor agrio

Sabor amargo

Solución acuosa es áspera Solución acuosa es al tacto jabonosa al tacto Corroe muchos metales (Fe, Mg, Zn, etc.) liberando gas H2 Vuelve incolora la Fenolftaleína

Sólo corroe algunos metales (Al y Pb) liberando gas H2 Vuelve rosada la Fenolftaleína

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Sergio Casas-Cordero E.

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Brønsted-Lowry

*

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un catión H1+ CH3-COOH(ac) + H2O(l)  CH3-COO1-(ac) + H3O1+(ac)

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un catión H1+ NH3(ac) + H2O(l)  NH41+(ac) + OH1-(ac)

Sergio Casas-Cordero E.

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¿Quién acepta y quién cede el catión H1+? CH3-COOH(ac) + H2O(l)  CH3-COO1-(ac) + H3O1+(ac)

NH3(ac) + H2O(l)  NH41+(ac) + OH1-(ac) Agua: sustancia anfótera

Anfótero: Que puede actuar como ácido y como base

En las reacciones ácido base siempre habrá una especie que cede y otra que acepta catión H1+

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Par ácido-base conjugado: Cuando un ácido cede un catión H1+, se transforma en una base (base conjugada).

Cuando una base acepta un catión H1+ se transforma en un ácido (ácido conjugado)

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¿Cuál actúa como ácido? HCO31-(ac) + H2O(l)  H2CO3(ac) + OH1-(ac) HS1-(ac) + H2O(l)  S2-(ac) + H3O1+(ac) HNO3(ac) + H2O(l)  NO31-(ac) + H3O1+(ac) F1-(ac) + H2O(l)  HF(ac) + OH1-(ac)

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Lewis Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

Teoría muy útil en reacciones de transferencia de electrones; redox

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Equilibrio iónico del agua Recordar que el agua es un anfótero

H2O(l)  H2O(l)  H3O1 (ac)  OH1 (ac) Keq  Kw 

Recordar que en la Keq se omite el solvente

H O  x OH  1

3

1

H2O2

Producto iónico del agua



 

Kw  H3O1 x OH1



A 25 ºC, Kw = 1,0x10-14 M2 Sergio Casas-Cordero E.

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Equilibrio iónico del agua La protonación del agua, forma el catión Hidronio; H3O1+. Se acostumbra a simplificar la representación del H3O1+ colocando solamente H1+.

H2O(l)  H1 (ac)  OH1 (ac)

  

Kw  1x10 -14 M2  H1 x OH1

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 15

Potencial de acidez; escala de pH El pH se define como el grado de acidez que presenta una solución. Se determina mediante la expresión:

pH = - log [H3O1+] o mejor pH = - log [H1+] Donde: p = Un operador matemático Log = logaritmo de base diez (10) [H3O1+] = Concentración molar de catión H1+ Sergio Casas-Cordero E.

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En agua pura se tendrá: 1

1

H2O(l)  H (ac)  OH (ac) Condición de equilibrio:

[H1+] = x [OH1-]

=x

Reemplazando en la Kw

  

Kw  1x10-14 M2  H1 x OH1

1x10-14 M2  X  X  X 2 X  1x10-14 M2  1x10-7 M [H1+] = [OH1-] = 1x10-7 M

Sergio Casas-Cordero E.

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

Usando la calculadora:

- Log ( 1 EXP – 7 ) pH = - log (1x10-7) pH = 7,0 Agua pura o solución neutra Sergio Casas-Cordero E.

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Soluciones ácidas o básicas: [H1+]

≠

1x10-7 M

[OH1-] ≠ 1x10-7 M

pH = - log [H1+] pOH = - log [OH1-] pH + pOH = 14

Sergio Casas-Cordero E.

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Agua pura: [H1+] = [OH1-]; [H+] = 10-7 M y pH = 7 y [OH-] = 10-7 M y pOH = 7

DISOLUCIÓN ÁCIDA

DISOLUCIÓN NEUTRA

DISOLUCIÓN BÁSICA

[H1+] > [OH-] pH < 7

[H1+] = [OH-] pH = 7

[H1+] < [OH-] pH > 7

ácida

7

básica

pH

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¿Cuál es el pH de las siguientes soluciones? a) [H1+] = 0,0235 M

a) pH = 1,629 = 1,63

b) [H1+] = 1,85x10-5 M

b) pH = 4,73

c) [H1+] = 4,7125x10-9 M c) pH = 8,327 = 8,33

d) [H1+] = 0,15 M

d) pH = 0,82

e) [H1+] = 0,00014 M

e) pH = 3,85

¿Cuáles son ácidas?

y ¿cuál es más ácida?

Sergio Casas-Cordero E.

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¿cómo calcular la [H1+] si se conoce el pH? Se procede con el inverso de la función Logaritmo Si pH = - log [H1+] Entonces;

[H1+] = 10-pH Ejemplo: ¿Cuál es la [H1+] de una solución acuosa de un vinagre si su pH es 3,85?

[H1+] = 10-3,85

[H1+] = 1,41x10-4 M Sergio Casas-Cordero E.

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Medición del pH pH-metro

Sergio Casas-Cordero E.

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Fuerza de ácidos y bases Un ácido o base fuerte es un electrolito fuerte, de modo que se disocia totalmente y su concentración molar es equivalente a la concentración molar de cada ión en la solución.

Ácido Fuerte (AF)

HA(ac)  H1+(ac) + A1-(ac)

[H1+] = [A1-] = Ci

pH = - log [H1+] = - log Ci

Sergio Casas-Cordero E.

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Ejemplos de AF: Nombre

Fórmula

HCl HBr

Ácido clorhídrico ácido bromhídrico

HNO3

Ácido nítrico

HClO4

Ácido perclórico

H2SO4

Ácido sulfúrico

Sergio Casas-Cordero E.

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Base Fuerte (BF) MOH(ac)  M1+(ac) + OH1-(ac)

[M1+] = [OH1-] = Ci

  

La [H1+] se obtiene de Kw

Kw  1x10-14  H1 x OH1



H   1

Kw 1x10 -14   1OH Ci



pH = - log [H1+]

Sergio Casas-Cordero E.

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Ejemplos de BF: Nombre

Fórmula

NaOH

Hidróxido de Sodio

KOH

Hidróxido de potasio

RbOH

Hidróxido de rubidio

CsOH

Hidróxido de Cesio

Ba(OH)2

Hidróxido de Bario Sergio Casas-Cordero E.

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Ácido Débil (AD) Es un electrolito débil que se disocia parcialmente. Logra un equilibrio controlado por la Constante de Equilibrio, Ka, conocida como Constante de acidez.

HA(ac)  H1+ (ac) + A1- (ac)

 H  x A  Ka  1

1-

HA

A mayor valor de la Ka, mayor es la fuerza de un ácido Sergio Casas-Cordero E.

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HA(ac)  H1+(ac) + A1-(ac) En el equilibrio, se tendrá: [HA] = Ci – x Reemplazando en la Ka: [H1+] = x 2 1 1X H x A [A1-] = x Ka  Ka 

    HA

(Ci  X)

Se obtiene la ecuación de 2º grado:

X2 + KaX – CiKa = 0

Sergio Casas-Cordero E.

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Para conocer el pH de una solución de AD cuya concentración molar inicial sea Ci, se tendrá que resolver la ecuación de 2º grado, dado que el valor de X representa a la [H1+]

Sergio Casas-Cordero E.

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Ejemplos de AD: Nombre

Fórmula

Ka

HF

Ácido fluorhídrico

6,7x10-4

HCN

ácido cianhídrico

3,98x10-10

HNO2

Ácido nítroso

5,01x10-4

HClO

Ácido hipocloroso

3,2x10-6

CH3-COOH

Ácido acético

1,78x10-5

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Medición y cálculo de pH

Ácido fuerte

Base fuerte [OH1-] = Ci

[H1+] = Ci

H   1

Kw Kw   1 OH Ci



pH = - log [H1+]

pOH = - log [OH1-]

[H1+] = 10-pH

pH = 14 - pOH

Sergio Casas-Cordero E.

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Medición y cálculo de pH Para ácidos débiles, es posible evitar el desarrollo de la ecuación de 2º grado, aplicando un criterio de aproximación.

Si se cumple que: En la expresión: 2

X Ka  (Ci  X)

Ci  1000 Ka (Ci – X) ≈ Ci X2 Ka  Ci Sergio Casas-Cordero E.

X  KaCi 33

Base Débil (BD) Es un electrolito débil que se disocia parcialmente. Logra un equilibrio controlado por la Constante de Equilibrio, Kb, conocida como Constante de basicidad.

B(ac) + H2O(l)  BH1+(ac) + OH1- (ac)

 BH  x OH  Kb  1

1-

B

A mayor valor de la Kb, mayor es la fuerza de una base Sergio Casas-Cordero E.

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B(ac) + H2O(l)  BH1+(ac) + OH1-(ac) En el equilibrio, se tendrá: [B] = Ci – x Reemplazando en la Kb: [BH1+] = x 2 1 1X  BH  x OH  [OH1-] = x Kb  Kb  B (Ci  X) También se obtiene una ecuación de 2º grado:

X2 + KbX – CiKb = 0

Donde X = [OH1-]

Sergio Casas-Cordero E.

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Medición y cálculo de pH Ácido débil [H1+]

=X

Base débil [OH1-] = X

X  KaCi

X  KbCi

H   1

pH = - log [H1+]

Kw  OH1



pOH = - log [OH1-]

[H1+] = 10-pH

pH = 14 - pOH

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sacce

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