TEORIA SOBRE ACIDOS Y BASES

Profesora: Clara Turriate Manrique

ÁCIDOS Y BASES

La palabra ácido se deriva del latín acidus, que significa agrio, y también se relaciona con la palabra latina acetum, que significa vinagre.Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno. Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el gas dióxido de carbono.

Las bases tienen un sabor amargo, dan sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases

Las bases tiene la capacidad de interaccionar con los ácidos para formar una sal y agua

Definiciones de ácido y baseTeoría Acido Base

Arrehenios Sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

Sustancia que contiene hidróxilo y contiene iones hidróxilo en solución

Bronsted y Lowry

Donador de protones (H+)

Aceptador de protones (H+)

Lewis Cualquier especie que se enlace a un par de electrones no compartidos (receptor de par de electrones)

Cualquier especie que tenga un aun par de electrones no compartidos (donador de par de electrones)

Definición de un ácido

H+ H O H••••

+ OH-••

••••

ácido base

N H••

H

H

H+ +

ácido base

N H

H

H

H+

F B

F

F

N H••

H

H

F B

F

F

N H

H

H

+

ácido base

ácidobase base conjugada

ácido conjugado

Reacciones ácido base

Las sustancias cuyas soluciones acuosas son electroconductivas se llaman electrolitosLos ácidos, las bases, las sales son electrolitos

Electrolitos fuertes y débiles

• Electrolitos fuertes están prácticamente 100% ionizados en solución.

• La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes.

• Los ácidos, bases altamente ionizados se llaman ácidos o bases fuertes.

• Los ácidos y bases que son electrolitos débiles se llaman bases y ácidos débiles.

Fuertes Débiles

Mayor parte de las sales solubles

H2SO4

HNO3

HCl

HBr

HClO4

NaOH

Ca(OH)2

HC2H3O2

H2CO3

HNO2

H2SO3

H2S

H2C2O4

H3BO3

HClO

HF

O

H

H + O

H

H O

H

H H OH-+[ ] +

Propiedades ácido-base del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido base conjugada

baseácido

conjugado

autoionización del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

El producto iónico del agua

Kc =[H+][OH-]

[H2O][H2O] =constante

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular.

A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La disolución es

neutra

ácida

básica

El pH: una medida de la acidez

pH = -log [H+]

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La disolución es

neutra

ácida

básica

[H+] = 1 x 10-7

[H+] > 1 x 10-7

[H+] < 1 x 10-7

pH = 7

pH < 7

pH > 7

A 250C

pH [H+]pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del planeta en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?

pH + pOH = 14.00

pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

Electrólito fuerte: 100% disociación

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrólito débil: no se disocia por completo

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Ácidos fuertes son electrólitos fuertes

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)

H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)

Ácidos débiles son electrólitos débiles

HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)

HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4

2- (ac)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

Bases fuertes son electrólitos fuertes

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O

F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)

Bases débiles son electrólitos débiles

NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)

Pares conjugados ácido-base:

• La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza medible.

• H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa.

• El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa.

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?

HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Inicial

Final

0.002 M

0.002 M 0.002 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?

Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Inicial

Final

0.018 M

0.018 M 0.036 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)

Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Ka =[H+][A-][HA]

Ka es la constante de ionización ácida

Ka

ácido débil fuerza

¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-][HF]

= 7.1 x 10-4

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.50 - x= 7.1 x 10-4

Ka x2

0.50= 7.1 x 10-4

0.50 – x 0.50Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72

[HF] = 0.50 – x = 0.48 M

¿Cuándo puedo usar la aproximación?

0.50 – x 0.50Ka << 1

Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta.

x = 0.0190.019 M0.50 M

x 100% = 3.8%Menor que 5%

Aproximación válida.

¿Cuál es el pH de una disolución 0.05 M HF (a 250C)?

Ka x2

0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M0.05 M

x 100% = 12%Más que 5%

Aproximación.no válida.

Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva.

En problemas de ionización de ácidos débiles:

1. Identificar las especies principales que pueden afectar el pH.

• En la mayoría de los casos, puede ignorar la autoionización del agua.

• Ignorar [OH-] porque se determina por [H+].

2. Escríbir Ka en términos de las concentraciones en equilibrio. Resuelva para x por el método de la aproximación. Si la aproximación no es válida, resuelva exactamente para x.

3. Calcular las concentraciones de todas las especies y/o pH de la disolución.

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuyaKa es 5.7 x 10-4?

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4

Ka x2

0.122= 5.7 x 10-4

0.122 – x 0.122Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M0.122 M

x 100% = 6.8%Más que 5%Aproximación

no válida

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac

2ax =

x = 0.0081 x = - 0.0081

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

Porcentaje de ionización =

Concentración del ácido ionizado en el equilibrioConcentración inicial del ácido x 100%

Para un ácido monoprótico HA

Porcentaje de ionización =

[H+]

[HA]0

x 100% [HA]0 = concentración inicial

Ácido débil

Ácido fuerte

% d

e Io

niza

ción

Concentración inicial del ácido

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Bases débiles y su constante de ionización básica

Kb =[NH4

+][OH-][NH3]

Kb es la constante de ionización básica

Kb

fuerza de base débil

Resuelva los problemas base débil como ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar de [H+].

Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac)

Ka

Kb

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw

KaKb = Kw

Ácido débil en su base conjugada

Ka = Kw

Kb

Kb = Kw

Ka

H X H+ + X-

La fuerza del enlace

La debilidad el ácido

La fuerza de un ácido depende de la polaridad del enlace y de la energía de enlace. Si aumenta la polaridad de enlace aumenta la ionización Si aumenta la energía de enlace disminuye la ionización.

Estructura molecular y fuerza de los ácidos

Estructura molecular y fuerza de los ácidos

El enlace O-H será más polar y más fácil de romper si:

Z es muy electronegativo o Z está en un estado de oxidación alto.

Z O H Z O- + H+

- +

HF << HCl < HBr < HI

Compuesto

HF

HCl

HBr

HI

EE. (Kj/mol)

568,2

431,9

366,1

298,3

Tipo de ácido

Debil

Fuerte

Fuerte

fuerte

Estructura molecular y fuerza de los ácidos

La fuerza de los ácidos oxacidos aumenta con el aumento de la electronegatividad del átomo central

H O Cl O

O••

••••••

••

••••

••••

H O Br O

O••

••••••

••

••••

••••

Cl es más electronegativo que Br

HClO3 > HBrO3

Estructura molecular y fuerza de los ácidos

La fuerza de los ácidos oxácidos aumenta cuando aumenta el número de oxidación del átomo central.

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

Ácido hipocloroso Ácido cloroso

Ácido clórico Ácido perclórico

Propiedades ácido-base de las salesDisoluciones neutras:

Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO3

-).

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Disoluciones básicas:

Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.

NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)H2O

CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)

Propiedades ácido-base de las sales

Disoluciones ácidas:

Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil

NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac)

H2O

NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac)

Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas más altas (por ejemplo Al3+, Cr3+ y Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte.

Al(H2O)6 (ac) Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac)3+ 2+