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Reacciones Reacciones ácido-baseácido-base
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“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”
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CONTENIDOCONTENIDO
1.- Definiciones de ácidos y bases.
2.- La autoionización del agua. Escala de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
4.- Tratamiento exacto de los equilibrios de ionización.
5.- Hidrólisis.
6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.- Indicadores.
8.- Valoraciones ácido-base.
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DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.111.1.- Arrhenius (1883)1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl → H+ (aq) + Cl− (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH−
NaOH→ Na+ (aq) + OH− (aq)
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Svante August Arrhenius(1859-1927)
[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.
1903Tercer premio Nobelde Química
Limitaciones:* Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
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1.2.- Brønsted-Lowry (1923)1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq)
ácido base baseácido
Transferenciaprotónica
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)
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Thomas Martin Lowry(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)
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1.3.- Lewis (1923)1.3.- Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
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Gilbert Newton Lewis(1875-1946)
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H N:H
H
+ B F
F
F
H NH
H
B F
F
F
base ácido
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LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH− (aq)
pH = − log [H3O+]
pOH = − log [OH−]
− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH−]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH−]
Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
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Agua pura: [H3O+] = [OH−] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
[OH−] = 10-7 ⇒ pOH = 7
DISOLUCIÓNNEUTRA
[H3O+] = [OH−]pH = 7
DISOLUCIÓNÁCIDA
[H3O+] > [OH−]pH < 7
DISOLUCIÓNBÁSICA
[H3O+] < [OH−]pH > 7
pH
7ácida básica
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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.CONSTANTES DE IONIZACIÓN.33
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A− (aq)[HA]
]O][H[AK 3
a
+−
=
Constante de acidez(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado(Ka >> 1, Ka → ∞)
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Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH− (aq)[B]
]][OH[BHKb
−+
=
Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb → ∞)
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
Kw = Ka Kb
B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH− (aq)a
w
3
3b K
K
]O[H
]O[H
[B]
]][OH[BHK =⋅= +
+−+
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HIDRÓLISISHIDRÓLISIS..55Comportamiento ácido–base de las sales
Neutras
Ácidas
Básicas
1. Disociar la sal en sus iones
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5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
NaCl (s) H2O
Na+ (aq) + Cl− (aq)
Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza
Disolución neutra
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5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl]
NH4Cl (s) H2O
NH4+ (aq) + Cl− (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Procede de un ácido fuerte (HCl).No se hidroliza
Disolución ácidaNH4+ (aq) + H2O (l) ↔ NH3 (aq) + H3O+ (aq)
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5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH3COONa]
CH3COONa (s) H2O
CH3COO− (aq) + Na+ (aq)
Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza
Procede de una base fuerte (NaOH).No se hidroliza
Disolución básica
CH3COO− (aq) + H2O (l) ↔ CH3COOH (aq) + OH− (aq)
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DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.66Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones quemantienen un pH aproximadamente constante cuando se agreganpequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada(o una base débil y su ácido conjugado).
(p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)
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Definición
Si se agrega una pequeña cantidad de ácido o base a la solución reguladora, el pH de la solución permanece casi constante.
Es una solución
constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal.
SoluciónReguladora
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Un buen ejemplo de
una solución reguladora es la sangre que tiene un pH de 7.35. La adición de "pequeñas" cantidades de ácido o base a la sangre, hará que ésta cambie su valor de pH relativamente poco en el orden de unas pocas centésimas.
20 www.guatequimica.com
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Puede haber soluciones
reguladoras básicas que tienen valores de pH por encima de 7, y soluciones reguladoras ácidas con valores de pH menores de 7.
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Tabla de soluciones reguladorasÁcido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH
Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- 3.6 - 5.8
Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- 5.4 - 7.4
Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- 2.7 - 4.7
Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- 2.2 - 4.2
Base débil Fórmula ácido conjugado Fórmula Rango de pH
Amoníaco NH3 amonio NH4+ 8.2 - 10.2
Carbonato CO3-2 bicarbonato HCO3
- 9.3 - 11.3
Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4
-2 11.6 - 13.6
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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana
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Acidosis y alcalosis
• Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó la acidez de la sangre, a esta condición se le llama acidosis. La acidosis es característica de diabetes y enfisemas intratables.
• Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición recibe el nombre de alcalosis.
• Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una histeria prolongada puede causar alcalosis.
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