Ácidos, bases y pKa

Vista previa del material en texto

Química orgánica 
Clase 4
Ácidos, bases y pKa
1
EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE (Bronsted-Lowry)
Finales del siglo XIX : ARRHENIUS
“1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base la que cede iones OH-”
1923 BRÖNSTED-LOWRY
“1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base es la que acepta iones H+
PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE
Es una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases que se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado.
Base Conjugada de un ácido de Brönsted: especie que resulta cuando el ácido pierde 1 protón.
Ácido Conjugado de una base de Brönsted: resulta de la adición de 1 protón a una base de Brönsted.
NH3 (ac) + H2O (l)  NH4+(ac) + OH- (ac)
NH3 es una base de Brönsted-Lowry que al reaccionar con agua acepta 1 protón, produciéndose un Ion amonio y un hidróxido
NH3 es la base y su ácido conjugado es el NH4+(dona 1 protón en rxn inversa) 
H2O es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el OH-
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
El ácido acético CH3COOH cede 1 protón al agua, produciéndose un Ion acetato y un ion hidronio
CH3COOH es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el ion acetato
H2O es la base y su ácido conjugado es el Ion H3O+(dona 1 protón en rxn inversa) 
Ejercicios:
identifique los pares conjugados ácido-base
NH3 (ac) + HF (ac)  NH4+(ac) + F- (ac)
CN- + H2O  HCN + OH-
PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA Y CONCEPTO DE pH
El agua es un disolvente por excelencia. Esto se debe a que el agua puede actuar como ácido o como base. El agua se comporta como una base en rxns con ácidos como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como el NH3.
La capacidad dual del agua es la que permite que se de un proceso conocido como autoionización, que es una rxn de las moléculas de agua con ellas mismas:
H2O + H2O  OH- + H3O+
Pares conjugados ácido-base: 1) H2O (ácido) y OH- (base), y 2) H3O+ (ácido) y H2O (base)
Es común escribir el equilibrio anterior simplemente como:
Y su constante de equilibrio se escribe:
Como la fracción de moléculas de agua que producen iones H+ y OH- es muy pequeña, significa que casi toda el agua presente permanece como moléculas de agua y esto permite suponer que la [H2O] NO cambia, por lo que suponemos que es una constante.
H2O  OH- + H+
Keq = [H+][OH-]
 [H2O]
Kw= Keq [H2O] = [H+][OH-]
El valor de Kw a 25°C se determina experimentalmente y es 1x10-14(mol/L)2
Y como cada ion H+ que se produce se forma necesariamente un ion OH-, sus concentraciones son idénticas
Esta concentración de iones es para el agua neutra y pura. 
			Disolución ácida [H+]>[OH-]
			Disolución Básica [H+]<[OH-]
Kw= [H+][OH-] = 1x10-14
[H+]=[OH-] = 1x10-7
Como el valor de Kw es cte. Es posible conocer la [OH-] para una [H+] dada y viceversa.
Por ejemplo: la [OH-] = 1x10-5 mol/L
 [H+][OH-] = 1x10-14
 [H+][1x10-5] = 1x10-14
 [H+] = 1x10-9 mol/L
Ejercicio: La concentración de iones OH- en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de amoniaco es de 0.0025M. Calcule la concentración de iones H+.
Debido a que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas suelen ser cantidades muy pequeñas, es difícil trabajar con ellas.
Soren Sorensen propuso en 1909 una medida más práctica denominada pH.
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno en mol/L.
pH = -log [H+] o pH= -log [H3O+]
 [H+] = 1x10-9 mol/L
 pH = -log (1x10-9)
pH=-(-9)
pH = 9
Disoluciones ÁCIDAS: [H+] > 1x10-7M, pH<7.00
Disoluciones BÁSICAS: [H+] < 1x10-7M, pH>7.00
Disoluciones NEUTRAS: [H+] = 1x10-7M, pH=7.00
Para calcular la concentración del ion H+ a partir del pH se necesita
 [H+] = 10-pH
7
Con el logaritmo negativo de la [OH-] de una disolución se obtiene una escala de pOH, analoga a la de pH:
Si se nos pide calcular la concentración del ion OH-, con el valor de pOH podemos hacerlo:
El pOH se puede relacionar con el pH a través de Kw
Aplicando el logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos
A partir de las definiciones del pH y del pOH, obtenemos
pOH = -log [OH-]
 [OH-] = 10-pOH
Kw= [H+][OH-]= 1x10-14
(-log[H+] + log [OH-]) = -log (1x10-14)
-log[H+] - log [OH-] = 14
pH + pOH = 14
Ejercicios en Pizarron.
CONSTANTES DE EQUILIBRIO Ka y Kb
ÁCIDOS DEBILES: se ionizan de forma limitada en el agua, y son la mayoría. El pH depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Ka). 
HF, CH3COOH, NH4+
HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)
Ka= [H3O+][A-] 
 [HA]
Es la constante de ionización de un ácido.
Ka>1 HA se disocia mucho y será más fuerte
Ka<1 HA se disocia poco y será más débil
El pH para diferentes ACIDOS que están a una misma concentración puede diferir debido a su capacidad de disociación, por lo que el pH NO es una medida útil al hablar de A. DEBILES
Ka= [H3O+][A-] 
 [HA]
Ka= [H+][A-] 
 [HA]
CTE. ACIDEZ
pOH = -log [OH-]
pH = -log [H+] 
pKa= -log Ka
ÁCIDOS FUERTES: se disocia completamente en el agua y el pH depende solamente de la concentración del ácido disuelto. 
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, etc..
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)
HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)
Ka= indeterminada 
pH= depende solo de la cantidad de HA
ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS
Estos ácidos pueden donar 2, 3 ó más protones.
Se ionizan por etapas
Se puede escribir 1 expresión de la constante de ionización para cada etapa
Deben utilizarse 2 o mas expresiones de la constante de equilibrio para calcular las concentraciones de las especies en la disolución del ácido.
La 1ra. Constante de ionización es mucho mayor que la segunda, y así sucesivamente.
La base conjugada de la 1ra etapa de ionización se convierte en el ácido de la 2da etapa de ionización “anfolitos”
H2SO4  H+ + HSO4- disociación completa
HSO4-  H+ + SO4-2 no es completa la disociación Ka= 5x10-2
H2CO3  H+ + HCO3-	Ka1= [H+][HCO3-]/[H2CO3-]
HCO3-  H+ + CO3-2 	Ka2= [H+][CO3-2]/[HCO3-]
H3PO4  H+ + H2PO4-	Ka1= 6.3x10-3
H2PO4-  H+ + HPO4-2 	Ka2= 6.3x10-8
HPO4-2  H+ + PO4-3 Ka3= 5x 10-13
BASES FUERTES: se ionizan completamente en el agua. Hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos. Kb es indefinida.
NaOH(s) + H2O(l)  Na+(ac) + OH-(ac)
KOH(s) + H2O(l)  K+(ac) + OH-(ac)
Ba(OH)2(s) + H2O(l)  Ba+2(ac) + 2OH-(ac)
BASES DEBILES: si no se disocia la base al 100% es una base débil.
Se ionizan de forma limitada en el agua y son la mayoría. El pH depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Kb). HF, CH3COOH, NH3
B + H2O  BH+ + OH-
Kb= [BH+][OH-] 
 [B]
Es la constante de ionización de una base.
Kb>1 se disocia mucho y será más fuerte
Kb<1 se disocia poco y será más débil
B + H2O  BH+ + OH-
Kb= [BH+][OH-] 
 [B]
CTE. ACIDEZ
pKb= -log Kb
Para un PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE
Los valores de Ka y Kb tienen cierta relación. 
Esta relación quedará clara si realizamos el producto KaKb
KaKb= [H3O+][A] x [BH][OH-] = [H+][OH-] = Kw
	 [HA] [B]
pKa + pKb = pKw = 14
“Entre más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada” Ka entonces Kb
“Entre más fuerte sea una base mas débil será su ácido conjugado” Kb entonces Ka
Kw= Ka Kb 
Calculo de pka
Ecuación Henderson-Hasselbalch
pKa = pH + log(ácido/base)
Define el ácido y su base conjugada en la reacción relevante. Por ejemplo, el ácido acético tiene una fórmula de HC2H3O2; su base conjugada pierde el hidrógeno inicial para obtener una fórmula química de C2H3O2.
Divide la concentración de ácido por la concentración de la base conjugada. Para una solución que contiene 1M de ácido acético y 0,5M de acetato, deberías dividir 1 por 0,5 para obtener 2.
Calculo depka
Saca el logaritmo del número que obtuviste en el Paso 3. En este ejemplo, debes sacar el logaritmo de 2 y obtener 0,30.
Suma el número que obtuviste en el Paso 4 con el pH dado en tu problema. Si tu solución tiene un pH dado de 1,3, suma 0,3 y 1,3 para obtener un pKa de 1,6
Punto Isoeléctrico
El punto isoeléctrico es el pH al que una sustancia anfótera tiene carga neta cero. El concepto es particularmente interesante en los aminoácidos y también en las proteínas. A este valor de pH la solubilidad de la sustancia es casi nula.
El pI se calcula como media de estos dos pKas
pI:  pKa1 + pKa2
2