QUÍMICA GENERAL UNIDAD 9

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UNIDAD IX
Ácidos y Bases
Teoría de la disociación electrolítica (Arrhenius, 1887)
Según Arrhenius, los electrolitos en disolución se disocian parcialmente, en iones cargados eléctricamente. La fracción de moléculas del electrolito que se disocia, es llamada “grado de disociación”. Los electrolitos se clasifican en ácidos, bases y sales.
· Ácido: sustancia que al disolverse en agua libera H+
· Base: sustancia que al disolverse en agua libera OH-
Limitaciones: contempla sólo soluciones acuosas; las sustancias deban tener H+ y OH-.
Teoría de Bronsted – Lowry
El concepto de par conjugado ácido-base, se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado.
· Ácido: una sustancia capaz de donar un protón
· Base: una sustancia que puede aceptar un protón. 
Limitaciones: La reacción ácido-base implicará una transferencia de H+; El agua actúa como ácido frente a una base y como base frente a un ácido (anfótero); Una sustancia solo actúa como ácido si hay otra que actúe como base.
Teoría de Lewis 
· Ácido: es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Debe tener su octeto de electrones incompleto 
· Base: una sustancia que puede donar un par de electrones. Debe poseer algún par de electrones solitarios.
La unión de un ácido con una base conduce a la formación de un enlace covalente coordinado.
Fuerza relativa de ácidos y bases
La fuerza de un ácido o una base se mide por su tendencia en ceder protones o en aceptarlos.
La fuerza de un ácido es opuesta a la de su base conjugada.
Ácidos fuertes: son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en el agua. Este presenta una gran tendencia a ceder protones, su base conjugada mostrará muy poca tendencia a ganarlos (base débil).
Ejemplo: ácidos inorgánicos como el ácido clorhídrico (HCl), el ácido nítrico (HNO3), el ácido perclórico (HClO4) y el ácido sulfúrico (H2SO4). 
Base fuerte: son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Si la base tiene gran tendencia en aceptar protones (base fuerte), su ácido conjugado presentará muy poca tendencia en cederlos (ácido débil).
Ejemplo: Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes.
Ácidos débiles: los cuales se ionizan, sólo en forma limitada, en el agua. En el equilibrio, contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar.
 Ejemplo: ácido fluorhídrico (HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ion amonio (NH4+).
Bases débiles: al igual que los ácidos débiles, son electrólitos débiles. En agua se ioniza en forma muy limitada. Ejemplo: el amoníaco.
Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
La expresión del equilibrio para esta ionización es: 
La constante de ionización de un ácido Ka es la constante de equilibrio para la ionización de un ácido. A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente mediante la magnitud de Ka. Cuanto mayor sea el valor de Ka, el ácido será más fuerte, mayor será la concentración de iones H+ en el equilibrio. Sólo los ácidos débiles tienen valores de Ka asociados con ellos.
Los pasos principales para resolver problemas de ionización de ácidos débiles son: 
1. Identificar las especies principales que pueden afectar el pH de la disolución.
2. Expresar las concentraciones de equilibrio de dichas especies en función de la concentración inicial del ácido y una sola incógnita, x, que representa el cambio en la concentración.
3. Escribir la ionización del ácido débil y expresar la constante de ionización Ka en función de las concentraciones de equilibrio de H+, la base conjugada y el ácido sin ionizar. Obtenemos el valor de x mediante la ecuación cuadrática para obtener x. 
4. Después de obtener el valor de x, calculamos las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución.
Bases débiles y la constante de ionización de una base
La ionización de las bases débiles puede analizarse de la misma manera que la ionización de los ácidos débiles.
Constante de ionización de una base (Kb), que es la constante de equilibrio para la reacción de ionización, puede escribirse como: 
Para la solución de problemas de bases débiles seguimos el mismo procedimiento para los ácidos débiles. La diferencia es que se calcula [OH-].
Ácidos y bases fuertes y la constante de ionización 
El ácido/ ¿base fuerte se disocia completamente por lo que en el equilibrio no existirá la forma sin disociar.
 
 
Un ácido o base fuerte no tiene Ka/Kb
Relación entre las constantes de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas
El producto de estas dos constantes de ionización está dado por
Una de las reglas de los equilibrios químicos: cuando dos reacciones se suman para originar una tercera reacción, la constante de equilibrio de la tercera reacción es el producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones que se han adicionado Así, para cualquier par conjugado ácido-base siempre se cumple que:
Autoionización del agua
El agua es un electrolito débil que se auto ioniza. La concentración del ion hidrógeno indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua [H2O], permanece sin cambios. 
Kw es la constante del producto iónico del agua, que es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.
La siguiente relación siempre se cumple a 25°C: 
Siempre que [H+] = [OH-] se dice que la disolución acuosa es neutra si y solo si conozco la temperatura.
El pH: una medida de la acidez
Se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L) 
El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. Al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad adimensional. Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas a 25°C se identifican por sus valores del pH. El pH aumenta a medida que [H+] disminuye.
Cuando se nos proporcione el valor del pH de una disolución y se nos pida calcular la concentración del ion H+, utilizamos: 
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se obtiene una escala de pOH: 
Si tenemos el valor de pOH de una disolución y se nos pide calcular la concentración del ion OH-
Valores de kw a diferentes temperaturas
Ácidos dipróticos y polipróticos
Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir una expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización. Pueden ceder más de un H+ por molécula. Es posible escribir una expresión de la constante para cada etapa de la ionización. 
Como consecuencia, pueden requerirse más de una expresión de la constante para calcular las concentraciones de las especies en la solución del ácido.
Hidrólisis de una sal
Describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta el pH de una disolución.
Sales que producen disoluciones neutras: En general, las sales que contienen un ion de un metal alcalino o alcalinotérreo y la base conjugada de un ácido fuerte, no se hidrolizan en una medida apreciable y sus disoluciones se consideran neutras. Los iones no tienen afinidad por los H+, no se hidrolizan. Por lo tanto, la disolución es neutra, con un pH cercano a 7, a 25º C.
Sales que producen disoluciones básicas: La disolución de una sal derivada de una base fuerte y un ácido débil es básica. Solución básica → pH - 7 a 25º C
Sales que producen disoluciones ácidas: Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte, como HCl, y una base débil, como NH3, la disolución resulta ácida. 
Sales en las que se hidrolizan tanto el catión como el anión: En las sales derivadas de un ácido débil y una base débil se hidrolizan tanto el catión como el anión. Una disoluciónque contenga una sal de este tipo puede ser ácida, básica o neutra, dependiendo de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil. 
· Kb >Ka. Si la Kb del anión es mayor que la Ka del catión, la disolución debe ser básica porque el anión se hidrolizará en mayor proporción que el catión. En el equilibrio habrá más iones OH- que H+.
· Kb < Ka. Por el contrario, si la Kb del anión es menor que la Ka del catión, la disolución será ácida porque la hidrólisis del catión será mayor que la hidrólisis del anión.
· Kb ≈ Ka. Si la Ka es aproximadamente igual que la Kb, la disolución será esencialmente neutra.
Efecto del ion común
El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta.
Las propiedades ácido-base de disoluciones de dos solutos que contienen el mismo ion (catión o anión), denominado ion común. La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. Por ejemplo, cuando el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma disolución, se disocian e ionizan formando iones CH3COO2. Este efecto tiene una función importante en la determinación del pH de una disolución y en la solubilidad de una sal poco soluble.
De acuerdo al principio de Le Chatelier, la adición de iones CH3COO- provenientes de la sal, suprimen la ionización del ácido (es decir, desplazan el equilibrio hacia la izquierda), por lo que disminuye la concentración de iones H+. En consecuencia, una disolución que tenga CH3COOH y CH3COONa será menos ácida que aquella que contenga solo el ácido, a la misma concentración. 
La ecuación de Henderson-Hasselbalch proviene de la expresión de la constante de equilibrio, y es válida sin que importe el origen de la base conjugada (es decir, puede provenir sólo del ácido o del ácido y de su sal). 
Disoluciones amortiguadoras
Una disolución amortiguadora, buffer o tampón es una disolución de 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; es decir, ambos componentes deben estar presentes. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios del pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de base. Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H+ que se le agreguen.
La capacidad amortiguadora, es decir, la efectividad de la disolución amortiguadora, depende de la cantidad de ácido y de base conjugada que tenga la disolución. Cuanto mayor sea esta cantidad, mayor será la capacidad amortiguadora.