EQUILIBRIO ACIDO-BASE

SUSTANCIAS QUIMICAS Se caracteriza

porque

Conducen la No conducen la Corriente eléctrica corriente eléctrica

se llaman se llaman

Electrolitos No Electrolitos

se ionizan no se ionizan

De acuerdo con su potencia

pueden ser

Fuertes Débiles químicamente

son se neutralizan Acidos Bases Sales y forman Arrhenius Su potencia se Se los define de determina por acuerdo con Brönsted el valor de pH

Lewis

Los metales están formados por átomos, un alambre de cobre tiene átomos de cobre, su núcleo y nube electrónica. Cuando se produce una diferencia de potencial, los electrones del cobre se mueven de un punto a otro, es decir, los electrones corren y esto se llama corriente eléctrica.Hay que recordar que el número total de electrones del alambre de cobre no se reduce.

¿POR QUE LOS METALES CONDUCENLA CORRIENTE ELECTRICA?

Porque se encuentran ionizados en el agua; son los iones los que transportan a los electrones de un punto a otro, produciéndose un cambio químico, lo que no ocurre con los metales.

¿POR QUE LOS ELECTROLITOS CONDUCENLA CORRIENTE ELECTRICA?

Ion significa viajero. Es el átomo que ha perdido o ganado electrones a fin de obtener la configuración electrónica de los gases nobles.Si el átomo pierde electrones se transforma en ion positivo, monovalente, divalente, trivalente si ha perdido uno, dos o tres electrones respectivamente, caso del sodio, calcio, aluminio.Contrariamente, si el átomo ha ganado electrones se transforma en ion negativo monovalente, divalente, trivalente, si ha ganado uno, dos o tres electrones respectivamente caso del cloro, azufre, nitrógeno

¿QUE ES UN ION?

El ion positivo que al paso de la corriente migra al cátodo o electrodo negativo de un circuito eléctrico

¿QUE ES UN ANIÓN?

Es el ion negativo que migra al ánodo o polo positivo de un circuito eléctrico.

¿QUE ES UN CATIÓN?

ELECTROLITOS

Son sustancias que tienen función ácida, básica o sal que al disolverse en agua se ionizan, lo cual les permite que sean conductores de la electricidad.

De acuerdo con el grado de ionización, los electrolitos se clasifican en dos grupos1. Electrolitos fuertes2. Electrolitos débiles

ELECTROLITOS FUERTES. Son aquellos que se ionizan

totalmente(100%, 99%) por lo cual conduce la corriente con mucha fortaleza. Entre estos se citan:

ACIDOS BASES SALES

HCl

HBr

HNO3

H2SO4

NaOH

KOH

Ca(OH)2

NaCl

KCl

KClO3

MgCl2

ELECTROLITOS DÉBILES. Son aquellas sustancias que se ionizan en

escasa proporción (4%). Si conducen la corriente eléctrica pero en forma tenue; entre estos se tiene:

ACIDOS BASES SALES

CH3COOH

HCOOH

HClO

HCN

NH3

C5H5 – NH2

CH3 COONa

K2SO4

EJEMPLO DE LA POTENCIA DE UN ELECTROLITO.

EJEMPLO DE LA POTENCIA DE UN ELECTROLITO. En el primer recipiente que contiene agua se

introduce el alambre, el foco no se prende porque la molécula de agua no se ioniza, no existe la parte positiva y negativa, que lo que se concluye que el agua no es un electrolito, no conduce la corriente eléctrica.

En el segundo recipiente contiene ácido acético, se introduce el alambre y apenas se pone incandescente el filamento, por lo que el foco ligeramente se ilumina, es un electrolito débil.

El tercer recipiente contiene disuelto cloruro de sodio, se introduce el alambre y se observa que el foco se ilumina intensamente, significa que la sal lleva electrones de un lado del alambre al otro. Esto es un electrolito fuerte.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES

Soluciones iónicas Son aquellas que contienen partículas

cargadas eléctricamente, vale decir, iones positivos y negativos simultáneamente, lo cual les permiten que sean conductores de la corriente eléctrica. Una solución iónica puede producirse por rompimiento o ionización de ácidos, base o sales.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES

Los ácidos, bases y sales inorgánicas y algunas de naturaleza orgánica cuando se encuentran en estado completamente anhidras no son electrolitos, esto es, no se ha dividido la molécula, por lo cual no conducen la corriente eléctrica; en cambio cuando se han disuelto en agua se produce el fraccionamiento de la molécula, la separación de los enlaces entre los átomos; vale decir, la molécula apolar se ha ionizado y ahora si la solución se ha transformado en un electrolito, en consecuencia, el agua es el agente ionizante Por lo tanto, veamos la forma como se ionizan los ácidos, bases y sales.

ÁCIDOS Cuando un ácido químicamente puro se

disuelve en agua se producen dos iones: el positivo llamado catión (emigrara al cátodo o polo negativo) y negativo llamado anión (que emigrara al ánodo o polo positivo).

Cuando el ácido es fuerte como el caso del cloruro de hidrógeno que prácticamente se ioniza el 100% producirá el ion hidrógeno o hidronio de carga positiva y el ion cloro de carga negativa:

H – Cl [H] + + [Cl]- o también:

H – Cl + H2O [H3O]+ + [Cl]-

ÁCIDOS Hay que tomar en cuenta que el ion

hidrógeno (H)+ es equivalente al ion hidronio (H3O)+.

El ejemplo anterior demuestra ser un ácido monoprótido ya que solo suministra un hidrógeno, pues existen ácidos que originan dos o tres hidrógenos y se llaman diprótidos o poliprótidos, así:

H2SO4 2(H) + + (SO4)-2 (Diprótido)

H3PO4 3(H)+ + (PO4)-3 (Triprótido)

BASES O HIDRÓXIDOS Cuando una base se disuelve en agua se

ioniza proporcionando un metal o radical positivo y el ion oxidrilo negativo.

Por ejemplo una base fuerte que se ioniza al 100% es el hidróxido de sodio.

Na - OH (Na) + + (OH)-

NH4 . OH (NH4)+ + (OH)-

Ca(OH)2 (Ca) ++ + 2(OH) -

SALES Las sales halógenas u oxisales se ionizan

proporcionando el metal y un radical negativo.

Na - Cl (Na) + + (Cl)-

K2SO4 2(K)+ + (SO4)-2

CO3HK (K) + + (CO3H) -

TEORIA DE SVANTE ARRHENIUS (1859 – 1927).

Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de hidrogeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una base es toda sustancia que posee por lo menos un ion hidróxido (OH−) en su formula empírica y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan en solución.

TEORIA DE SVANTE ARRHENIUS

La teoría de Arrhenius tenia ciertas limitaciones:

1. Se restringía a soluciones acuosas, y se sabe que existen reacciones acido – base en medios no acuosos.

2. Si bien en solución acuosa todos los iones se encuentran hidratados (rodeados por moléculas de agua), el protón no se encuentra “libre” en solución acuosa, sino que esta íntimamente asociado a una molécula de agua formando el ion hidronio u oxonio (H3O+) y además hidratado con mas moléculas de agua.

3. No explicaba el carácter básico de sustancias que no tenían iones hidróxido, como el amoniaco.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY. En 1923, en forma independiente

Jhoannes Bronsted y Thomas Lowry desarrollaron una teoría mas general, que no tenia las limitaciones de la teoría de Arrhenius que acabamos de mencionar.

Según la teoría de Bronsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ion) capaz de ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón.

De acuerdo con la teoría de Bronsted y Lowry, los considerados ácidos es igual que en la teoría de Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de hidrogeno. Pero en el caso de las bases; ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido, ejemplo de ello es el amoniaco, que no puede considerase como base según la teoría de Arrhenius, si lo es según Bronsted y Lowry

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.

En solución acuosa ocurre la siguiente reacción:

NH3 + H2O ---- NH4+ + OH −

Podemos apreciar en esta reacción que el amoniaco acepta un protón del agua y se transforma en ion amonio, por lo tanto, esta actuando como base. Al ocurrir la reacción se producen los iones hidróxido. A su vez el agua cede un protón al amoniaco y esta actuando como ácido.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.

Según la teoría de Bronsted y Lowry en una reacción ácido – base ocurre la transferencia de un protón. El ácido cede un protón y al hacerlo se transforma en una base, ya que esta puede volver a aceptar un protón. Se dice que esa base es la base conjugada de dicho ácido. La base acepta un protón y se transforma en su ácido conjugado.

• En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2) es:

• En el siguiente ejemplo se observa la reacción de los dos pares ácido – base conjugados:

Ácido (1)

+

Base (2)

↔Ácido (2)

+Base (1)

extracción de H+

HNO2(ac) + H2O(l) NO2- (ac) + H3O+ (ac) Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2

Conjugada conjugado

adición de H+

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY. Se dice entonces que el ion amonio es el ácido

conjugado de la base amoniaco o el amoniaco es la base conjugada del ácido amonio. De igual manera el ion hidróxido es la base conjugada del ácido agua, o el agua es el ácido conjugado de la base hidróxido.

En solución acuosa los ácidos se ionizan porque ceden su protón al agua, y precisamente por eso están actuando como ácidos. Por ejemplo para el ácido fluorhídrico la reacción es:

HF + H2O F −+ H3O +

En este caso el agua se comporta como base, ya que acepta un protón del ácido fluorhídrico. El ion hidronio es el ácido conjugado de la base agua.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.

Debe existir por lo tanto  una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base  conjugados. Si se trata de una disolución acuosa de la sustancia, es el agua (que  tiene carácter anfótero) la que  toma o libera los H+ pasando a OH- o H3O+ (hidronio).

La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+):

Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil es su base conjugada.

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Ácido (1)

Base (2)

Ácido (2)

Base (1)

Ácido fuert

e

Base débil

Acido Fuert

e

Base débil

ACIDOS FUERTES Y DEBILES

Propiedades: Los ácidos y las bases ó álcalis ó hidróxidos tienen propiedades contrarias entre sí como se ve en el siguiente cuadro comparativo:

ACIDOS BASES

1. En solución acuosa dejan en libertad iones H+ :

HCl H+ + Cl-

1. En solución acuosa dejan en libertad iones OH:

NaOH Na+ + OH-

2. Poseen un valor de pH entre 0 a 6.9

2. Poseen un valor de pH entre 7.1 y 14

3. Reacciona con algunos metales con desprendimiento de hidrógeno. Mg + 2HCl MgCl2 + H2

3. La acción frente a los metales, prácticamente es nula.Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

4. Cambia el papel azul de tornasol a color rojo

4. Cambia el papel rojo de tornasol a color azul.

5. Poseen sabor agrio: limón 5. Poseen sabor cáustico: amargo

ACIDOS FUERTES Y DEBILESA continuación una lista de ácidos fuertes por que son pocos son siete en total, un ácido que no figura en la lista es por que obviamente es un ácido débil. ÁCIDOS FUERTESácido clorhídrico HClácido bromhídrico HBrácido iodhídrico HIácido sulfúrico H2SO4ácido nítrico HNO3ácido cloríco HClO3ácido perclórico HClO4ACIDOS DÉBILES: Acido Citrico, Acético, Propionico

BASES FUERTES Y DEBILES

BASES FUERTES son ocho en total, todos los hidróxidos del grupo IA y los mas pesados del 2A comenzando con el calcio, son solubles. El berilio y el magnesio no forman hidróxidos fuertes.

HIDROXIDOS FUERTES DEL 1A

hidróxido de litio LiOHhidróxido de sodio NaOHhidróxido de potasio KOHhidróxido de rubidio RbOHhidróxido de cesio CsOH

BASES FUERTES Y DEBILES

HIDROXIDOS FUERTES DEL 2ª

hidróxido de calcio CaOHhidróxido de estroncio SrOHhidróxido de bario BaOH

BASE DÉBIL:

Carbonato de CalcioHidróxido de MagnesioAmoniaco acuosohidróxidos de metales de transición.

ACIDOS Y BASES CONJUGADAS

Tabla con algunos pares conjugados ácido/base en orden decreciente de acidez (ka)

Para determinar ka es necesaria una sustancia de referencia, que en este caso es el agua:

Ácido + H2O H3O+ + Base conjugada

Ácido Base conjugada

Nombre ka Nombre kb

Ácido perclórico

HClO4 Fuerte Anión perclorato ClO4- Muy débil

Ácido sulfúrico H2SO4 Fuerte Anión hidrógenosulfato

HSO4- Muy débil

Ácido selénico H2SeO4 Fuerte Anión hidrógenoseleniato

HSeO4- Muy débil

Ácido clorhídrico

HCl Fuerte Anión cloruro Cl- Muy débil

Ácido bromhídrico

HBr Fuerte Anión bromuro Br- Muy débil

Ácido yodhídrico

HI Fuerte Anión yoduro I- Muy débil

Ácido Base conjugada

Nombre ka Nombre kb

Ácido sulfhídrico H2S 1x10-7 Anión hidrógeno sulfuro

HS- 1x10-7

Ióndihidrógenofosfato H2PO4- 6.2x10-8 Anión hidrógenofosfato HPO4

2- 1.6x10-7

Iónhidrógenosulfito HSO3- 6.3x10-8 Anión sulfito SO3

2- 1.6x10-7

Ióndihidrógenoarseniato

H2AsO4- 5.6x10-8 Anión hidrógenoarseniato HAsO4

2- 1.8x10-7

Ácido hipocloroso HOCl 3.5x10-8 Anión hipoclorito OCl- 2.9x10-7

Ácido hipobromoso HOBr 2.5x10-9 Anión hipobromito OBr- 4.0x10-6

Ácido bórico B(OH)3(H2O) 7.3x10-10 Anión tetrahidroxoborato B(OH)4- 1.4x10-5

Ácido arsenioso H3AsO3 6.0x10-10 Anión dihidrógenoarsenito H2AsO3- 1.7x10-5

Ión amonio NH4+ 5.6x10-10 Amoníaco NH3 1.8x10-5

Ácido cianhídrico HCN 4.0x10-10 Anión cianuro CN- 2.5x10-5

Iónhidrógenocarbonato HCO3- 4.8x10-11 Anión carbonato CO3

2- 2.1x10-4

Peróxido de hidrógeno H2O2 2.4x10-12 Anión hidroperóxido HO2- 4.2x10-3

Ión hidrógeno fosfato HPO42- 3.6x10-13 Anión fosfato PO4

3- 2.8x10-2

Iónhidrógenoarseniato HAsO42- 3.0x10-13 Anión arseniato AsO4

3- 3.3x10-2

Ióndihidrógenoarseniato

H2AsO3- 3.0x10-14 Anión hidrógenoarsenito HAsO3

2- 3.3x10-1

Agua H2O 1.0x10-14 Anión hidroxido (hidroxilo) OH- 1.0

Iónhidrógenosulfuro HS- 1x10-19 Anión sulfuro S2- 1x105

Etanol C2H5OH Muy débil Anión etóxido C2H5O- Fuerte

Amoníaco NH3 Muy débil Anión amida NH2- Fuerte

Hidrógeno H2 Muy débil Anión hidruro H- Fuerte

Metano CH4 Muy débil Anión metanuro CH3- Fuerte

Ácido Base conjugada

Nombre ka Nombre kb

Ácido nítrico HNO3 ~20 Anión nitrato NO3- ~5x10-16

Ión hidronio (u oxonio) H3O+ 1.0 Agua H2O 1.0x10-14

Ácido oxálico H2C2O4 5.9x10-1 Iónhidrógenooxalato HC2O4- 1.7x10-14

Ácido sulfuroso H2SO3 1.2x10-2 Anión hidrógenosulfito HSO3- 8.3x10-13

Iónhidrógenosulfato HSO4- 1.2x10-2 Anión sulfato SO4

2- 8.3x10-13

Ión hidrógeno seleniato HSeO4- 1.2x10-2 Anión seleniato SeO4

2- 8.3x10-13

Ácido fosforoso H3PO3 1.6x10-2 Anión dihidrógenofosfito H2PO3- 6.3x10-13

Ácido fosfórico H3PO4 7.5x10-3 Anión dihidrógenofosfato H2PO4- 1.3x10-12

Ácido cítrico H3C6H5O7 7.4x10-3 Anión dihidrógenocitrato H2C6H5O7- 1.4x10-12

Ácido selenioso H2SeO3 2.7x10-3 Anión hidrógenoselenito HSeO3- 3.7x10-12

Ácido teluroso H2TeO3 2x10-3 Anión hidrógeno telurito HTeO3- 5x10-12

Ácido fluorhídrico HF 7.2x10-4 Anión fluoruro F- 1.4x10-11

Ácido nitroso HNO2 4.5x10-4 Anión nitrito NO2- 2.2x10-11

Ácido ciánico HOCN 3.5x10-4 Anión cianato OCN- 2.9x10-11

Ácido acetilsalicílico HC9H7O4 3.0X10-4 Anión acetilsalicilato C9H7O4- 3.3x10-11

Ácido arsénico H3AsO4 2.5x10-4 Anión dihidrógenoarseniato

H2AsO4- 4.0x10-11

Ácido fórmico HCOOH 1.8x10-4 Anión formiato HCOO- 5.6x10-11

Ácido láctico HC3H5O3 1.4x10-4 Anión lactato C3H5O3- 7.1X10-11

Iónhidrógenooxalato HC2O4- 6.4x10-5 Anión oxalato C2O4

2- 1.6x10-10

Ácido benzoico C6H5COOH 6.3x10-5 Anión benzoato C6H5COO- 1.6x10-10

Ácido acético CH3COOH 1.8x10-5 Anión acetato CH3COO- 5.6x10-10

Ácido propanoico CH3CH2COOH 1.4x10-5 Anión propanoato CH3CH2COO- 7.1x10-10

Ácido carbónico H2CO3 4.2x10-7 Anión hidrógenocarbonato HCO3- 2.4x10-8

EJERCICIOS 1

Se ha indicado que los ácidos, bases y sales inorgánicas y orgánicas pueden ionizarse completamente, casi completamente o muy poco; por lo tanto, existen electrolitos fuertes y débiles.

La fuerza o potencia de un electrolito es representada por la letra K y específicamente Ka para los ácidos, Kb para las bases y Ks para las sales.

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION

La constante de equilibrio es igual al producto de la concentración de la parte ionizada sobre la concentración no ionizada, sea la ecuación literal:

[AB] [A] + + [B] -

parte no ionizada parte ionizada

[A] + + [B] -

K = [AB]

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION

Para un ácido es:[AH] [H] + + [A] -

Para una base es:[MOH] [M] + + [OH]–

Para una sal es: [AR] [A] + + [R] –

CONSTANTE DE IONIZACION DEL AGUA El agua destilada se la considera como débil

entre los electrolitos, puesto que su conductividad eléctrica es tan insignificante, de todas manera su forma de ionización es:

H2O (H)+ + (OH)-

o tambiénH O H (H3O) + + (OH) )-

La constante de ionización del agua es:

La siguiente igualdad se toma como base para calcular el carácter ácido y básico de los cuerpos:

[H]+ [OH]- = 1 x 10-14

= 1 x 10-14

ALGUNAS CONSTANTES DE IONIZACIONNOMBRE REACCION K

ACIDO ACETICO CH3COOH CH3COO- + H+

1.8 x 10-5

ACIDO SULFURICO H2SO4 SO4H- + H+ 1.2 x 10-2

ACIDO FOSFORICO H3PO4 PO4H2- + H+ 7.5 x 10-3

ACIDO FOSFORICO H2PO4 PO4H- + 2H+

6.2 x 10-8

ACIDO FOSFORICO HPO4 - PO4- + 3H+

1.7 x 10-13

ACIDO CARBONICO H2CO 3 CO3H- + H+

4.2 x 10-7

ACIDO CARBONICO HCO 3- CO3- + 2H+

4.8 x 10-11

HIDROXIDO DE AMONIO

NH4OH OH- + NH4+ 1.8 x 10-5

HIDROXIDO DE ALUMINIO

Al(OH)3 3OH- + Al++

+

6.3 x 10-13

AGUA H2O OH- + H+ 1 x 10-14

⇆⇆⇆⇆⇆⇆⇆⇆⇆⇆

¿CÓMO DETERMINAR LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN? Ej: ¿Cuál es la constante de ionización del ácido

acético, en solución 0,10 Molar? El grado de ionización es 1,34%.

Pasos a seguirse: 1. Escribir la ecuación y la constante K:

CH3-COOH (CH3-COO) - + (H) +

2. Si una solución está ionizada al 1,34% significa que, de cada 100 moléculas, solamente 1,34 están disociadas en H y acetato, luego:

Si de 100 moles se disocian 1,34 molesen 1 mol X = 0,0134

mol

¿CÓMO DETERMINAR LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN?

3. La parte ionizada es únicamente 0,0134 lo que no se ioniza será:

0,1000 - 0,0134 = 0,09886multiplicar la parte ionizada por la

molaridad-0,0134 x 0,1 = 0,00134

En consecuencia, existe 0,00134 de iones H y 0,00134 iones de acetato CH3-COO. Por lo

tanto, la constante de equilibrio es:

EJERCICIOS

POTENCIAL DE HIDROGENO (PH)

¿QUÉ ES EL PH?

El pH es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H + en una solución acuosa, término (del francés pouvoirhydrogène, 'poder del hidrógeno') el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H + , si no iones de OH - .En el agua pura se cumple que la concentración de iones H+ es igual a la concentración de iones OH -, por eso se dice que el agua es neutra.+

¿COMO SE HALLA EL VALOR DE PH ?

Como las concentraciones de iones H + de y OH - son muy pequeñas, en 1909, el químico danés Sorensen  definió el potencial hidrógeno ( pH ) como el logarítmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es:

pH = - log [H + ]

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas.

¿CÓMO SE HALLA EL VALOR DE PH?

Por ejemplo, la concentración del ion hidrógeno: [H+] = 1x10-7 M

= 0.0000001pH = ?

pH = log

pH = - log [H]pH = - log [1 x 10]pH = 7

INTERPRETACIÓN DE LA ESCALA DE PH

La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8.

INTERPRETACIÓN DE LA ESCALA DE PH

EJERCICIOS