Equilibrios ácido-base

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Equilibrios ácido-base 
Modelos ácido-base 
Modelo de Arrhenius 
Ácido: Sustancia que se ioniza para formar iones 𝐻+ 
Base: Sustancia que se ioniza en agua para formar iones 𝑂𝐻− 
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 ⟶ 𝐻2𝑂 + 𝑁𝑎𝐶𝑙 
 
Modelo de Brönsted-Lowry 
Ácido: En esta teoría, un ácido es un dador de protones. 
Base: Una base es un aceptor de protones. 
 
𝐵 + 𝐻𝐴 ⇄ 𝐻𝐵+ + 𝑂𝐻− 
El agua es una especie anfótera, es decir, que puede reaccionar tanto como un 
ácido como una base 
 
Modelo de Lewis 
Ácido: Sustancia capaz de aceptar un par de electrones 
Base: Sustancia capaz de donar un par de electrones 
𝐵𝐻3 +𝑁𝐻3 ⟶𝐻3𝐵 − 𝑁𝐻3 
 
Ácidos y bases fuertes / débiles 
▪ Un ácido o base fuerte se disocia (ioniza) completamente. 
▪ Un ácido o base débil se disocia (ioniza) parcialmente. 
 
 ig: @studiesbo 
Auto ionización del agua 
𝐾𝑤 = [H3𝑂
+][𝑂𝐻−] = 1.0 × 10−4 
𝐾𝑎𝐾𝑏 = [H3𝑂
+][𝑂𝐻−] = 𝐾𝑤 
Constante de acidez 
𝐻𝐴 +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐴
− +𝐻3𝑂
+ 
▪ Entre mayor Ka, más fuerte es el ácido 
Constante de basicidad 
𝐴− +𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻
− 
Escala de pH y pOH 
Table ICE (ejemplo) 
▪ Hacemos uso de ella al trabajar con ácidos o bases débiles 
𝐻𝐹 ⇌ 𝐻+ + 𝐹− 
I: inicio 0.050 M 
C: cambio -x +x +x 
E: equilibrio 0.050-x x x 
Porcentaje de ionización 
𝐾𝑎 =
[𝐴−][𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
 𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 𝐾𝑎 = 10−𝑝𝐾𝑎 
𝐾𝑏 =
[𝐻𝐴][𝑂𝐻−]
[𝐴−]
 𝑝𝐾𝑏 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑏 𝐾𝑏 = 10−𝑝𝐾𝑏 
𝑝𝐻 = −log⁡[𝐻+] 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝑂𝐻 = −log⁡[𝑂𝐻−] 
[𝐻+] = 10−𝑝𝐻 [𝑂𝐻−] = 10−𝑝𝑂𝐻 
[𝐻+]𝑒𝑞
[𝐻+]𝑖
× 100 
𝐾𝑎 =
[𝐴−][𝐻3𝑂
+]
[𝐻𝐴]
 
[𝑂𝐻−] =
𝐾𝑤
[𝐻+]
 [𝐻+] =
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]