tema 6-equilibrio ácido-base (1) · titulaciones Ácido - base ... sus disoluciones acuosas ......

5/27/2014

1

TEMA 9: Equilibrio Ácido-Base

QUÍMICA I

I n t r o d u c c i ó n

Ejemplos:

► Sabores de algunas frutas, comidas, etc.

► Anuncios publicitarios que mencionan el pH de variedad de productos, como desodorantes, jabones, etc.

► Acidez estomacal y antiácidos.

► Problema medio ambiental de la lluvia ácida.

Las ideas sobre ácidos y bases están presentes en forma habitual en la vida cotidiana.

I n t r o d u c c i ó n I n t r o d u c c i ó n

► El tiempo necesario para que un objeto inmerso en agua se corroa.

► La capacidad de un ambiente acuático para la supervivencia de peces y vida vegetal.

► El destino de los contaminantes arrastrados del aire por la lluvia.

► La velocidad de las reacciones que conservan nuestra vida.

La acidez o basicidad influye fuertemente en:

E s q u e m a d e l a C l a s e

Propiedades Generales de Ácidos y Bases

Teorías Ácido - Base

Teoría de BrØnsted-Lowry

Propiedades Ácido - Base del Agua

Escala de pH y de pOH

Fuerza de Ácidos y de Bases

Ejemplos de Cálculo

Reacciones de Neutralización

Titulaciones Ácido - Base










5/27/2014

2

P r o p i e d a d e s G e n e r a l e s d e Á c i d o s y B a s e s

Ácidos Bases

Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo.

Son corrosivos para la piel. Suaves al tacto pero corrosivos para la piel.

Producen cambios de color de ciertos colorantes vegeta-les.Por ejemplo, enrojecen el papel tornasol.

Producen cambios de color de ciertos colorantes vegeta-les.Por ejemplo, azulean el papel tornasol.

Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad.

Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad.










T e o r í a s Á c i d o - B a s e T e o r í a s Á c i d o - B a s e

Estudiaremos más a fondo esta teoría










T e o r í a d e B r Ø n s t e d - L o w r y

Definición de ácidos y bases

HA + B H+B + A-

Donadorde H+

Aceptorde H+

Ácido Base

Ácido de BrØnsted:Sustancia (molécula o ión) capaz de donar un protón a otra sustancia.

Base de BrØnsted:Sustancia (molécula o ión) capaz de aceptar un protón de otra sustancia.

5/27/2014

3


HCl + NH3 NH4+ + Cl-

Ácido Base

Ejemplos:





Ácido Base

HCl (g) + H2O(l)

+ Cl-

(ac)

(ac)


Ejemplos:




Acá ocurrió una reacción de transferencia de protones

HCl (g) + H2O(l)

+ Cl-

(ac)

(ac)




Ejemplos:


Ejemplos:


Pares conjugados ácido-base

HA + B H+B + A-

En todo equilibrio ácido-base hay transferencias de protones tanto en la reacción directa (hacia la derecha) como en la inversa (hacia la izquierda).

Reacción directa:► HA dona un protón a B HA es el ácido ► B acepta un protón de HA B es la base

Reacción inversa:► H+B dona un protón al ion A- H+B es el ácido► A- acepta un protón de H+B A- es la


HCl + H2O H3O+ + Cl-

En todo equilibrio ácido-base hay transferencias de protones tanto en la reacción directa (hacia la derecha) como en la inversa (hacia la izquierda).

Ejemplo:

Reacción directa:► HCl dona un protón a H2O HCl es el ácido ► H2O acepta un protón de HCl H2O es la base

Reacción inversa:► H3O+ dona un protón al ion Cl- H3O+ es el ácido► Cl- acepta un protón de H3O+ Cl- es la base


5/27/2014

4


Un ácido y una base (como HA y A-), que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón, constituyen un Par conjugado ácido-base.

HA + B H+B + A-



► Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma quitando un protón al ácido.

► Toda base tiene un ácido conjugado, que se forma agregando un protón a la base.

HA + B H+B + A-

Ácido Base Ácido conjugado

Base conjugada

Extracción de H+

Adición de H+



Ejemplos:



Ejemplos:


De lo anterior se deriva que:

► Una sustancia puede actuar como ácidosólo si otra actúa como base y viceversa.

► Ácido de BrØnsted-Lowry: la molécula o ióndebe tener un átomo de hidrógeno quepueda perder como H+.

► Base de BrØnsted-Lowry: la molécula o ióndebe tener un par de electrones noenlazantes para enlazar con el H+.











5/27/2014

5

► El agua puede actuar ya sea como ácido o como base, según las circunstancias (es anfótera). ► En presencia de un ácido, el agua actúacomo receptor de protones (base).

► En presencia de una base, el agua actúacomo donador de protones (ácido).

P r o p i e d a d e s Á c i d o - B a s e d e l A g u a

► Una molécula de agua puede donar unprotón a otra molécula de agua:

Ácido Base Ácido conjugado

Base conjugada

Extracción de H+

Adición de H+



► Este proceso es la autodisociación del agua oautoionización del agua.



El protón hidratado se representa indistintamente como H+ o como H3O+.

Ión hidronio, H3O+



► La autodisociación del agua se representaentonces de estas dos formas:


► Dado que la autodisociación del agua es unproceso de equilibrio, se puede escribir deella la siguiente expresión de constante deequilibrio:

► O también:

Producto iónico del agua

Nótese que no se escribe la concentración deH2O, dado que es una sustancia pura y, porende, su concentración no varía.


5/27/2014

6

► Dado que la autodisociación del agua es unproceso de equilibrio, se puede escribir deella la siguiente expresión de constante deequilibrio:

► O también:

► Kw se conoce como producto iónico del agua.



Aplicable no sólo al agua pura, sino acualquier disolución acuosa diluida.


¿Cómo sedetermina?


Producto iónico del aguaP r o p i e d a d e s Á c i d o - B a s e d e l A g u a P r o p i e d a d e s Á c i d o - B a s e d e l A g u a


Ejercicio:

a)

b)










► La concentración molar de H3O+ o de OH-

en una disolución acuosa es por lo comúnmuy pequeña.

► Por comodidad, se expresa habitualmenteen términos de una escala logarítmica.

E s c a l a d e p H y d e p O H

5/27/2014

7

El pH de una disolución neutra ([H+] = 1.0 x 10-7 M) a 25°C es:

E s c a l a d e p H y d e p O H E s c a l a d e p H y d e p O H

http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/acidbasepH/ph_meter.html

E s c a l a d e p H y d e p O H E s c a l a d e p H y d e p O H

Deduzcamos una relación de utilidad a la hora de realizar cálculos:

► Vimos que, a 25 °C:

► Tomando logaritmo negativo:










► Ciertos ácidos son mejores donadores deprotones que otros. Asimismo, ciertas basesson mejores receptoras de protones queotras.

F u e r z a d e Á c i d o s y d e B a s e s

Fuerza relativa de ácidos y bases

► La fuerza de un ácido o de una base se define por la posición del equilibrio en su reacción de disociación (ionización) en agua.

5/27/2014

8



Ácido:

Base:

Ácido o Base Fuerte Ácido o Base Débil

El equilibrio correspondiente está totalmente desplazado hacia la derecha.

El equilibrio correspondiente está desplazado hacia la izquierda.

Todo el HA o B originalmente colocado está ionizado en el equilibrio (no hay moléculas sin ionizar).

La mayor parte del HA o B originalmente colocado todavía está presente como HA o B en el equilibrio.


Inicial, antes de la ionización:

Ácido fuerte

Ácido débil

En el equilibrio, después de la

ionización:



Ácido:

Base:


Se disocia completamente en solución acuosa.

Se disocia sólo en un grado muy pequeño en solución acuosa.



Ácido o base fuerte Ácido o base débil



Ácido:

Base:


Ejemplos de ácidos:HCl, HNO3, HClO4, H2SO4.

Ejemplos de bases:NaOH, KOH, Ba(OH)2.

Ejemplos de ácidos:HF, HNO2, HC2H3O2.

Ejemplos de bases:NH3, piridina, metilamina.



Ácido:

Base:


Ejemplos de ácidos:HCl, HNO3, HClO4, H2SO4.

Ejemplos de ácidos:HF, HNO2, HC2H3O2.


5/27/2014

9


► Cuanto más fuerte es el ácido, más débil essu base conjugada.

Más fuerte Más débil

Más fuerteMás débil


► Cuanto más fuerte es la base, más débil essu ácido conjugado.


Más fuerte Más débil

Más fuerteMás débil



Fuerza relativa de ácidos y bases Constantes de disociación

Constante de disociación ácida


Para ácidos débiles:

► Su magnitud indica la tendencia del ácido aionizarse en agua: mayor Ka más fuerte esel ácido.


Constantes de disociación Constantes de disociación

Constante de disociación básica


Para bases débiles:

► Su magnitud indica la tendencia de la base aionizarse en agua: mayor Kb más fuerte esla base.

5/27/2014

10


Constantes de disociación


Relación entre Ka y Kb

► Tomemos como ejemplo el par conjugadoácido-base NH4

+ y NH3:

► Si multiplicamos Ka por Kb:


Relación entre Ka y Kb










Ácidos fuertes

Calcular el pH y el pOH de una disolución de ácido nítrico0.015 M.

Inicial: 0.015 M 0 M

Después de la ionización: 0 M 0.015 M

E j e m p l o s d e C á l c u l o E j e m p l o s d e C á l c u l o

Bases fuertes

Calcular el pH de una disolución 0.028 M de hidróxido desodio.

Concentración de OH- después de la ionización: 0.028M

5/27/2014

11

Ácidos débilesUn estudiante preparó una disolución 0.10 M de ácidofórmico (HCHO2), cuyo pH a 25 °C es de 2.38. Calcular laKa del ácido fórmico a esta temperatura.

E j e m p l o s d e C á l c u l o E j e m p l o s d e C á l c u l o

Ácidos débilesUn estudiante preparó una disolución 0.10 M de ácidofórmico (HCHO2), cuyo pH a 25 °C es de 2.38. Calcular laKa del ácido fórmico a esta temperatura.

E j e m p l o s d e C á l c u l o

Bases débilesCalcular la concentración de OH- en una disolución 0.15 Mde NH3 a 25 °C, sabiendo que Kb = 1.8 x 10-5 a estatemperatura.










R e a c c i o n e s d e N e u t r a l i z a c i ó n

Reacción de neutralización:En general, reacción entre un ácido y una base para producir agua y una sal.

Puede ser:

► Ácido fuerte – Base fuerte

► Ácido débil – Base fuerte

► Ácido fuerte – Base débil

► Ácido débil – Base débil

Ácido fuerte – base fuerte

► Como HCl, NaOH y NaCl son electrolitos fuertes,están completamente disociados y la ecuación iónicacompleta es:

► Por ende, la ecuación iónica neta es:

Ejemplo: HCl con NaOH

Ecuación genérica paraácido fuerte – basefuerte

► Ecuación molecular:


5/27/2014

12

Ácido débil – base fuerte

► Ecuación genérica:

► Ecuación iónica neta:

Ejemplo: CH3CO2H con NaOH


R e a c c i o n e s d e N e u t r a l i z a c i ó n R e a c c i o n e s d e N e u t r a l i z a c i ó n

Ácido fuerte – base débil

► Ecuación genérica:


Ejemplo: HCl con NH3


Ácido débil – base débil


Ejemplo: CH3CO2H con NH3












T i t u l a c i o n e s Á c i d o - B a s e

► Una solución de concentración conocida de base(o ácido) - titulante - se añade lentamentedesde una bureta a una segunda soluciónde concentración desconocida de ácido (o base).

Titulación ácido - base:Procedimiento experimental para determinar la canti-dad de ácido o base presente en una disolución.

► Se añade titulante hasta que se alcance el puntode equivalencia.

Condición en la cual se han combinado cantidades estequiométricas de ácido y base.

► El progreso de la titulación se controla, ya sea usando un pHmetro o mediante la observación del color de un indicador ácido-base adecuado.


5/27/2014

13

Indicador ácido - base:Sustancia cuyo color depende del pH de ladisolución donde se ha añadido y permitedeterminar el punto final de una titulaciónácido - base.


Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Fenolftaleína


Al comienzo En el transcurso Al final

NaOH (ac) de concentración

conocida

HCl (ac) de concentración desconocida +

gotas de fenolftaleína


http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/stoichiometry/a_b_phtitr.html


¿Cómo varía el pH a lo largo de la titulación?


tema 6-equilibrio ácido-base (1) · titulaciones Ácido - base ... sus disoluciones acuosas ......

Documents