15 equilibrio acido base i 18 04 05
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EQUILIBRIO ACIDO-BASEEQUILIBRIO ACIDO-BASE
18-4-05
Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
•Químico sueco (1859 -1927).
•Presentó esta teoría en su tesis doctoral.
•Recibió el premio Nobel de Química en 1903.
Svante ArrheniusSvante Arrhenius
Teoría de ArrheniusAcido: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de protones
H2O HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidróxilos
H2O HONa(s) OH- (ac) + Na+ (ac)
Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
Johannes BrønstedJohannes Brønsted
(1879-1947)(1879-1947) Thomas LowryThomas Lowry
(1874-1936)(1874-1936)
Teoría de Bronsted-Lowry
• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia
• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.
Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac)
Ácido Base Ac. conjugado
Base conjugada
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH (ac)
Base Ácido Ac. conjugado
Base conjugada
Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
Gilbert Newton LewisGilbert Newton Lewis
(1875-1946)(1875-1946)
Manuscrito original de LewisManuscrito original de Lewis
Teoría de Lewis
• Acido: es una sustancia que puede ser aceptor de pares de electrones
• Base: es una sustancia que puede donar un par de electrones
H N H
H
F B F
F
+
F B
F
F
N H
H
H
Teoría de Lewis
Ácido Base
Electrolitos
Los electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están
disueltos o fundidos.
Clasificación
•Electrolitos fuertes:
Es un compuesto que al disolverse forma una solución en la que casi todas las moléculas de soluto están ionizadas.
•Electrolitos débiles:
Es una sustancia que da una solución en la que sólo una parte pequeña de las moléculas de soluto está ionizada.
Etanol Ácido acético NaCl
Conductímetro sencillo para soluciones acuosas
H2O(l)
H3O+ (ac) OH- (ac)
H2O(l)
El agua como electrolito débil
¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan grande en solución acuosa?
¿Existe alguna relación entre sus concentraciones respectivas en estas soluciones?
Examinemos la disolución de la molécula de agua
H2O(l)
H3O+ (ac) OH- (ac)
H2O(l)
[H+] [OH-] K=---------------------
[H2O]
Kw = K [H2O] = [H+] [OH-] = 1x 10-14
55 M
Auto ionización del agua
El protón en el agua
Esta partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electronesno enlazantes de las moléculas de agua
para formar iones (ion hidronio)
H+ + :O —H H — O —H H H
pHLa concentracíón de H+ (ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña. Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, que define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de [H+]
pH= - log a [H+]
En soluciones diluidas la a es semejante a la concentración
pH= - log [H+]
Medición aproximada del pH
Indicador natural. Rojo pH = 1Rosa pH = 4
Blanco pH = 7Amarillo pH = 10
Amarillo intenso pH = 13
Medición aproximada del pH
Indicador universal
pH = -log [H+]
pH: Definición
pH = 7
pH > 7
pH < 7
Solución neutra
Solución básica
Solución ácida
pOH = -log [OH-]
pOH: Definición
pOH = 7
pOH > 7
pOH < 7
Solución neutra
Solución ácida
Solución básica
pH + pOH = 14
Valores de pH para varias soluciones comunes
Acido fuerte y base fuerte
Son sustancias que se ionizan totalmente.
AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-
• HCl
• HI
• HBr
• H2SO4
• HClO4
• HNO3
pH = -log [H+]
Ácidos fuertes
• NaOH
• LiOH
• KOH
• Ca(OH)2
• Sr(OH)2
• Ba(OH)2
pOH = -log [OH-]
Bases fuertes
¿Cuál es el pH de una solución de HCl de 1 x 10-8 M?
pH = -log [H+] pH = -log [1 x 10-8]
pH = 8
Considerar la [H+] de agua
Un ácido no puede tener pH
básico
pH = 6,96
Teoría de Bronsted-Lowry
• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia
• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.
AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-
Son sustancias que se ionizan parcialmente
Ácido débil - Base débil
Ácidos débiles
[H3O+ [A-Ka =
[AH
AH + H2O H3O+ + A-
Ci-x x x
x . xKa =
Ci - x
Bases débiles
[BH+ [OH-Kb =
[B
B + H2O BH+ + OH-
Ci-x x x
x . xKb =
Ci - x
Bibliografia
• Capítulo 14. Química. Atkins-Jones
• Capítulo 15. Química. R Chang