Electrolitos y No Electrolitos En general las sustancias químicas se
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Electrolitos y No Electrolitos En general las sustancias químicas se clasifican según si conducen o no la corriente eléctrica en : Electrolitos fuertes Electrolitos débiles No electrolitos DISOLUCIONES ACUOSAS DE ELECTROLITOS Al disolver en agua: cloruro de sodio, NaCl cloruro de magnesio, MgCl2 ácido clorhídrico, HCl hidróxido de sodio, NaOH y otros hidróxidos ácido acético, CH3COOH, amoniaco, NH3 etc. ELECTROLITOS FUERTES Se disocian totalmente Conducen muy bien la electricidad, debido a la gran cantidad de iones que dejan en solución. Ejs. Compuestos iónicos: sales, hidróxidos Compuestos covalentes: ácidos ELECTROLITOS FUERTES NaCl Na+ (ac) + Cl- (ac) MgCl2 Mg2+ (ac) + 2 Cl- (ac) HCl + H2O H3O+ (ac) + Cl- (ac) NaOH Na+ (ac) + OH- (ac) Ba(OH)2 Ba+2 (ac) + 2 OH- (ac) ELECTROLITOS DÉBILES Se disocian parcialmente Conducen un pequeño flujo de corriente, debido a la pequeña cantidad de iones que dejan en solución Ejs. ácidos y bases débiles ELECTROLITOS DÉBILES El ácido acético: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ HAc + H2O Ac - + H3O+ El Amoniaco : NH3 + H2O NH4+ + OH- NO ELECTROLITOS No conducen la electricidad, debido a que sus soluciones no dejan iones en solución. Ejs. Etanol, C2H5OH, azúcar, C12H22O11 TEORÍA DE ARRHENIUS ÁCIDO sustancia que es capaz de liberar protones en solución. Ej.: ácido acético, HCl, HNO3 BASE: sustancia que es capaz de liberar oxhidrilos OH- en solución. Ej.: NaOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2. TEORÍA DE BRONSTED LOWRY ÁCIDO: sustancia (mólecula o ión) que puede transferir un H+ a otra sustancia BASE: sustancia (molécula o ión) que es capaz de aceptar un H+ de otra sustancia. TEORÍA DE LEWIS ÁCIDO es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. BASE es una sustancia capaz de donar un par de electrones. 2+ Pb (ácido) BASE DE LEWIS + - I (base) ACIDO DE LEWIS Pb I HIDRÓLISIS DE IONES METÁLICOS La teoría ácido-base de Lewis explica la hidrólisis de los iones metálicos. Fe3+ + 6H2O Fe(H2O)63+(aq) Fe(H2O)63+(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) + H+(aq) Fe(H2O)5(OH)2+(aq) Fe(H2O)4(OH)2+(aq) + H+(aq) Fe(H2O)4(OH)2+(aq) Fe(H2O)3(OH)3(s) + H+(aq) En general, los iones metálicos en solución generan un medio ácido. PARES CONJUGADOS ÁCIDO-BASE CARÁCTER ANFÓTERO DEL H2O ACIDO BASE ACIDO PARES CONJUGADOS BASE CARÁCTER ANFÓTERO DEL H2O BASE ACIDO BASE PARES CONJUGADOS ACIDO CONSTANTE DE ACIDEZ y pH CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO[H3O+ [CH3COO - Ka = [CH3COOH [H3O+ = Ka [CH3COOH [CH3COO - - log [H3O+] = pH - log Ka = pKa CONSTANTE DE BASICIDAD y pOH NH4+ + OH- NH3 + H2O [NH4+ [OH- Kb = [NH3 [OH-] = Kb [NH3 [NH4+ - log [OH-] = pOH - log Kb = pKb PARES CONJUGADOS ÁCIDO-BASE Ácido Ka Base Kb HNO3 HF ácido NO3 fuerte 6,8 x 10 -4 F - HC2H3O2 1,8 x 10 -5 C2H3O2- 5,6 x 10 -10 H2CO3 4,3 x 10 -7 HCO3 - 2,3 x 10 -8 NH4 + 5,6 x 10 -10 NH3 basicidad insignificante 1,5 x 10 -11 1,8 x 10 -5 FUERZA RELATIVA DE PARES CONJUGADOS ACIDO-BASE - PRODUCTO IÓNICO DEL H2O Reacción de autoprotólisis H2O + H2O (ácido 1) CTE DE AUTOPROTOLISIS DEL AGUA PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (base 2) H3O+ + OH– (ácido 2) (base 1) KW = [ H3O+] [OH-] KW = 1,00 . 10 -14 a 25 ºC AGUA PURA: H3O+ = OH– = √Kw = 10 –7 M pH = 7 solución neutra pH + pOH = pKw ESCALA DE pH PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DE SOLUCIONES SALINAS Sales Cationes Aniones 1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte solubles. 2.- Sales de base fuerte y ácido débil solubles. 3.- Sales de bases débiles y ácidos fuertes solubles. 4.- Sales de bases débiles y ácidos débiles solubles. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE Son electrolitos fuertes que en disolución acuosa se disocian completamente: NaCl (s) Na+ (ac) + Cl (ac) Las soluciones de este tipo de sales son neutras (pH= 7) porque ni su catión, ni su anión reaccionan con el agua. SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES H2O CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO (ac) Base conjugada H2O (l) + H2O (l) OH (ac) + H3O+ (ac) El anión hidroliza, CH3COO (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH (ac) Kh = [CH3COOH] [OH] [CH3COO ] Esta reacción provocará un exceso de OHy la solución será básica (pH > 7). SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO DÉBIL SOLUBLES Si se multiplica el numerador y el denominador de esta expresión por [H3O+], se tiene: Kh = [CH3COOH] . [OH] . [H3O+] [CH3COO ] . [H3O+] Kh = Kw = [CH3COOH] [OH] = 1 x 1014 = 5,6 x 1010 Ka [CH3COO ] 1,8 x 105 Kh = Kw Ka SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES H2O NH4Cl (s) Cl (ac) + NH4+ (ac) H2O (l) + H2O (l) OH (ac) + H3O+ (ac) Si hidrolizamos el catión: NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS FUERTES SOLUBLES NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) Kh =Kw = [NH3] . [H3O+] = 5,6 x 1010 M Kb [NH4+] Kh = Kw Kb Esta reacción provocará un exceso de H3O+ y la solución será ácida (pH < 7). SALES DE BASES DÉBILES Y ÁCIDOS DÉBILES SOLUBLES Existen tres casos, según sean los valores de las constantes de ionización del ácido y la base. Esto es: a.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: K b = Ka El pH es aproximadamente 7. b.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: K b > Ka El pH es ligeramente mayor a 7. c.- Sales de bases débiles y ácidos débiles para las cuales: K b < Ka El pH es ligeramente menor a 7. Kb = Ka CH3COO NH4 NH4+ (ac)+ CH3COO (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) Kh1 =Kw/Kb CH3COO (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH (ac) Kh2 =Kw/Ka Ka = 1,8 x 10-5 Kb =1,8 x 10-5 por lo tanto Kh1 = Kh2 Esta reacción no provocará excesos ni de H3O+ ni de OH. La solución será neutra (pH = 7). Kb > Ka NH4CN NH4+ (ac)+ CN (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) Kh1 =K w /Kb CN (ac) + H2O (l) HCN (ac) + OH (ac) Kh2 =K w/Ka Ka = 4 x 1010 Kb =1,8 x 10-5 Kb > Ka por lo tanto Kh1 < Kh2 Esta reacción provocará exceso de OH. La solución será básica (pH > 7). Kb < Ka NH4F NH4+ (ac)+ F (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (ac) Kh1 =Kw/Kb F (ac) + H2O (l) HF (ac) + OH (ac) Ka = 7,2 x 104 Kb = 1,8 x 10-5 Kh2 =Kw/Ka Kb < Ka por lo tanto Kh1 > Kh2 Esta reacción provocará exceso de H3O+ . La solución será ácida (pH < 7).
