Equilibrio Acido base

Vista previa del material en texto

Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua
Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua
¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3?
“Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”
¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!
Necesitamos otra teoría
2( ) ( ) ( )H Og ac acHCl H Cl  
2( ) ( ) ( )H Os ac acNaOH Na OH  
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
2 2NaOH H O Na H O OH
    
ácidobase
3 2 4NH H O NH OH
   
ácidobase
3 2 4NH H O NH OH
   
ácido base
2 3HCl H O Cl H O
   
ácido base
Base o álcali: aceptor de protones
Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones
3 2 4NH H O NH OH
  
ácidobase ácido base
conjugados
conjugados
Ácido: dador de protones

marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
• En su teoría se incorpora el concepto de par
conjugado ácido base, en donde hay una
competencia por los protones que se da de la
siguiente forma:
ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1
• El ácido 1 transfiere un protón a la base 2.
Al perder un protón, el ácido 1 se convierte
en su base conjugada: base 1. Al ganar un
protón, la base 2 se convierte en su ácido
conjugado: ácido 2.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Disociación de un ácido:
HCl (g) + H2O (l)  Cl– (ac) + H3O+(ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl (ácido) al perder el H+ se
transforma en Cl– (base conjugada del HCl). El H3O+ es el ácido conjugado del
agua.
Disociación de una base:
NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 (base) que se
transforma en NH4+ (ácido conjugado del NH3). El OH- es la base conjugada
del agua.
Cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada (y viceversa)
Las sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos o como bases, se
llaman ANFÓTERAS
Una reacción de neutralización en disolución acuosa según la teoría de
Brönsted Lowry se puede representar por:
H3O+(ac) + OH-(ac)  2 H2O(l).
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Ácido: aceptor de pares de electrones
Base o álcali: dador de pares de electrones
Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones
ácido
de Lewis
base
de Lewis
aducto
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
6
2 2 3H O H O H O OH
   14,298 1,0 10wK
 
Agua pura:
3[ ][ ] wH O OH K
  
14 7
3[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M
       a 25ºC:
3[ ] [ ]H O OH
  wK
ácidobase ácido base
débil débil fuerte fuerte
H H
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
14 7
3[ ] [ ] 9,6 10 3,1 10H O OH M
       a 60ºC:
3[ ] [ ]H O OH
  3[ ] [ ]H O OH
  3[ ] [ ]H O OH
 
disolución ácida

disolución neutra disolución ácida ó alcalina
Producto iónico del aguaEquilibrio de autoionización
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
7
pH, pOH y pK
4
3[ ] 3,7 10H O M
  
3log[ ]pH H O
 
Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho
menores que 1 M; por ejemplo:
11[ ] 2,7 10OH M  
3,43
3[ ] 10H O M
  10,57[ ] 10OH M 
log[ ]pOH OH 
3,43pH  10,57pH 
14,0010wK

logw wpK K 
14,00wpK 
141,0 10wK
 
25ºC
3[ ][ ] wH O OH K
  
3log[ ] log[ ] log wH O OH K
    
wpH pOH pK 
25º ;C 14,00pH pOH 
Por definición
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
El pH normal de los líquidos corporales oscila entre 7.35
para la sangre venosa, por su mayor contenido en
bióxido de carbono y 7.45 para la sangre arterial, con un
menor contenido del mismo. Cuando el pH disminuye por
debajo de 7.35 se produce una acidosis, mientras que si
aumenta por encima de 7.45 se produce una alcalosis.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
12
Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]?
34,35 log[ ]H O
  3log[ ] 4,35H O
   4,35 53[ ] 10 4,5 10H O M
    
Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]?
14,00 14,00 11,28 2,72pOH pH    
2,72 log[ ]OH  2,72 3[ ] 10 1,9 10OH M    
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
ÁCIDOS
• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para la
piel.
• Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
• Disuelven sustancias
• Atacan a los metales
desprendiendo H2.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con bases.
BASES
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
• Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
• Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con ácidos.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
 Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
 En todos los casos: Kw = H3O+ OH–
 Si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir
para que el producto de ambas
concentraciones continúe valiendo 10–14
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
•Ácidos y bases fuertes: () Están totalmente disociados
Ejemplos:
HCl (ac)  Cl– + H+
NaOH (ac)  Na+ + OH–
Ácidos fuertes: HClO4, HClO3, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3
Bases fuertes: hidróxidos de metales de los grupos I y II ( Ca, Sr,
Ba)
•Ácidos y bases débiles: () Están disociados parcialmente
Ejemplos: ↔ CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH–
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
HA + H2O  A– + H3O+
A– H3O+ A– H3O+
Kc = —————  Kc H2O = —————HAH2O HA
 
  32
[ ] [ ]
[ ]
[ ]C a
A H OK H O K
HA
En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza
de un ácido HA depende de la constante del equilibrio:
Ka mide la fuerza del ácido: cuanto mayor sea, más fuerte será el ácido y mayor su grado de
disociación (y más débil su base conjugada).
Si Ka > 100  el ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1  el ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Son aquellos que pueden ceder más de un H+.
Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen tantos equilibrios como H+ disocie el ácido:
H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+
HCO3– + H2OCO32– + H3O+
HCO3–  · H3O+ CO32–  · H3O+Ka1 = ——————— Ka2 = ———————HCO3–  [H2CO3]
Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
B + H2O  BH+ + OH–
BH+ OH– BH+ OH–
Kc = —————  Kc H2O = ——————B H2O B
 
  2
[ ] [ ][ ]
[ ]C b
BH OHK H O K
B
En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de una base
BOH depende de la constante del equilibrio
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Al igual que el pH se denomina pK : pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del
ácido o de la base.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O  A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O  HA + OH–
En la práctica, esta relación (Ka · Kb = 10-14) significa que:
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil
Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte
A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el
agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).
Ka Kb = 10-14
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Por lo general se puede aplicar la aproximación
cuando Ka es pequeña (menoro igual que 10-4) y la
[ácido]0 es grande (mayor o igual que 0,1M)
Se puede despreciar x, si x es del orden del 5% o menos de la [ácido]0
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
22
Ácidos débiles
F
u
e
rza
 d
e
l á
cid
o
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
23
Bases débiles
F
u
e
rz
a
 d
e
 l
a
 b
a
se
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
Consideremos la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y CH3COOH
(ácido débil).
CH3COONa (s) Na+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO- (aq)
ion
común
El efecto de ion común es el cambio en el equilibrio causado por la adición de un
compuesto que tiene un ion en común con la sustancia disuelta
La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido
débil o una base débil.
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
25
Consideremos mezcla de la sal NaA y del ácido débil HA
HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)
NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq)
Ka =
[H+][A-]
[HA]
[H+] =
Ka [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka - log
[HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka + log
[A-]
[HA]
pH = pKa + log
[A-]
[HA]
pKa = -log Ka
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
pH = pKa + log
[base conjugada]
[acid]
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
26
¿Cual es el pH de una solución, que contiene 0.30M HCOOH y
0.52MHCOOK?
HCOOH (aq) H+ (aq) + HCOO- (aq)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.30 0.00
-x +x
0.30 - x
0.52
+x
x 0.52 + x
Efecto del ion común
0.30 – x  0.30
0.52 + x  0.52
pH = pKa + log
[HCOO-]
[HCOOH]
HCOOH pKa = 3.77
pH = 3.77 + log [0.52]
[0.30]
= 4.01
Mezcla del un ácido débil y su base conjugada!
marylorenaaraujo@gmail.com
Text Box
Prof. Mary Lorena Araujo 
	Slide2
	Slide3
	Slide16
	Slide17
	Slide4
	Slide6
	pH, pOH y pK
	Slide5
	Slide10
	Slide11
	Slide12
	Slide19
	Slide13
	Slide14
	Slide15
	Slide18
	Slide20
	Slide21
	Slide22
	Slide23
	Slide30
	Ácidos débiles
	Bases débiles
	Slide25
	Slide26
	Slide27