ARRHENIUS

Cátedra I Química General II
Autor I Ana Baruzzi, Carla Giacomelli
Equilibrio ácido-base
Definición de ácidos y bases
Acidos y bases de Arrhenius, Lewis y Bronsted
Acidos y bases conjugados
La química acido base del agua
Escala de pH
Cálculos de concentraciones en el caso de ácido y base fuerte
Cálculos de concentraciones en el caso en un ácido y base debil
ARRHENIUS
un ácido es una sustancia que
contiene un exceso de protones
(H+) mientras que una base es
una sustancia que contiene un
exceso de oxhídrilos (OH-)
• La definición de Arrhenius no es
suficiente, no abarca todas las
sustancias y comportamientos
• Aparecen otras dos formas de definir:
– Bronsted-Lowry : basada en la idea de
donor o aceptor de protones
– Lewis : basada en la idea de donor o
aceptor de electrones
1
BRONSTED - LOWRY
• un ácido es una sustancia capaz de ceder
protones (donor de protones)
HA A- + H+
• una base es una sustancia capaz de
tomar protones (aceptor de protones)
B + H+
BH+
H+ es un protón sin electrones
En agua:
⎡H O H ⎤
⎢
⎥
H
⎣
⎦
+
ion Hidronio
2
– En la reacción del HCl con amoníaco
porqué el amoniaco es la base de
Bronsted??
– HCl + NH3
NH4+ + Cl– No necesita tener OH-
• En una reacción acido base de
Bronsted-Lowry, los protones se
transfieren de un ractante (el ácido) a l
otro( la base)
• Las teorias de Arrhenius and BronstedLowry describen la mayoría de los ácidos y
bases
• Ambas asumen que los ácidos contienen o
donan H+
• La teoría de Lewis funciona en los casos de
sustancias que no contienen hidrógeno
• Acido de Lewis: átomo, ion o molécula que
acepta un par electrónico para formar un
enlace covalente.
• Base de Lewis: átomo, ion o molécula
que dona un par electrónico para formar un
enlace covalente.
• Reacción acido-base de Lewis :
formacion de enlace covalente entre
un donor y un aceptor de un par
electrónico
BF3(aq) + F-(aq) Æ BF4-(aq)
3
El agua es un ácido o una base??
De Arrhenius, de Lewis o de Bronsted??
Disociación del agua
+
H 2 O (l) ⇔ H (aq)
+ OH -(aq)
Autoionización o autoprotolisis
K=
[H + ][OH - ]
constant
[H 2 O]
K w = [H + ][OH - ]
El agua pura es neutra
Contiene cantidades iguales y muy pequeña
de los iones: H3O+ and OH-
H2O + H2O
H3O+
OH-
H3O+
hydroxonium
ion
+
OH-
hydroxide
ion
1 x 10-7 M 1 x 10-7 M
4
Producto iónico del agua : Kw
[
Kw
] = concentración Molar
=
[ H3O+ ] [ OH- ]
=
[ 1 x 10-7 ][ 1 x 10-7 ]
=
1 x 10-14
Acidos
z Aumentan [H3O+]
z HCl (g) + H2O (l)
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
z Más [H3O+] que el agua: [H3O+] > 1 x 10-7M
z A medida que H3O+ aumenta, OH- disminuye
[H3O+] > [OH-]
H3O+
OH-
Bases
z Aumentan la concentración de (OH-)
z NaOH (s)
Na+(aq) + OH- (aq)
z Más [OH-] que el agua, [OH-] > 1 x 10-7M
z Cuando OH- aumenta, H3O+ disminuye
[OH−] > [H3O+]
H3O+
OH-
5
Usando Kw
La [OH- ] de una solución es 1.0 x 10- 3 M.
Cuál es la [H3O+]?
Kw
=
[H3O+ ] [OH- ]
[H3O+] =
1.0 x 10-14
[OH-]
[H3O+] =
1.0 x 10-14
= 1.0 x 10-14
= 1.0 x 10-11 M
1.0 x 10- 3
[H3O+]
[OH- ]
1
1e-14
1e-13
1e-1
1e-12
1e-2
1e-11
1e-3
1e-10
1e-4
1e-9
1e-5
1e-8
1e-6
1e-7
1e-7
1e-6
1e-8
1e-5
1e-9
1e-4
1e-10
1e-3
1e-11
1e-2
1e-12
1e-1
1e-13
1
1e-14
pH
z Escala para indicar la acidez de la solución
z pH = - log [H3O+]
z Del frances pouvoir hydrogene
(potencia del hidrógeno)
6
pOH
pOH = -log [OH-]
= 14 - pH
porque
pH + pOH = -log Kw = 14
•
•
•
•
Definimos pH = -log([H+])
Definimos pOH = -log([OH-])
Definimos pK = -log (K)
En general pX = -logX
Ejemplos
A. [H3O+] = 1 x 10-4
pH = - log [ 1 x 10-4] = -(- 4) = 4
B. [H3O+] = 1 x 10-11
pH = - log [ 1 x 10- 11] = -(- 11) = 11
pH
pOH
0
14
13
1
12
2
11
3
10
4
9
5
8
6
7
7
6
8
5
9
4
10
3
11
2
12
1
13
0
14
7
pOH vs pH
14
pOH
11
7
4
0
0
4
7
11
14
pH
Intervalo de pH
0
1
2
3 4 5
6
7 8 9 10 11 12 13 14
Basico
Acido
Neutro
[H+]>[OH-]
[H+]
= [OH-]
[OH-]>[H+]
• Una solución es ácida cuando [H+] >
[OH-] es decir cuando pH < pOH
• Una solución es básica cuando [H+] <
[OH-] es decir cuando pH > pOH
• Una solución es neutra cuando [H+] =
[OH-] es decir cuando pH = pOH
8
pH de algunos ácidos comunes
Jugo gástrico
1.0
Jugo de limón
2.3
vinagre
2.8
Jugo de naranja
3.5
Café
5.0
leche
6.6
pH de algunas Bases comunes
sangre
7.4
lágrimas
7.4
Agua de mar
8.4
Amoníaco
11.0
De qué depende que el pH de una solución sea mayor o menor??
1) De que sea una base o un ácido.
2) De la fuerza con que se disocie. (K de equilibrio )
3) De la concentración
Acidos y Bases Fuertes
Electrolitos fuertes
Ionizan completamente
HA + H2O → A- + H3O+
BOH + H2O → B+ + HO-
Pares Conjugados Acido-base
conj base
conj acid
+
HA (aq) + H 2 O (l) ⇔ A -(aq) + H 3O (aq)
conj acid
conj base
+
HNO 2(aq) + H 2 O (l) ⇔ NO -2(aq) + H 3O (aq)
+
−
NH 3(aq) + H 2 O (l) ⇔ NH4 (aq)
+ OH (aq)
9
• HClO4
BASES
CONJUGADAS
• ClO4
• HCl, HBr, HI
• Cl , Br , I
• HNO3
• NO3
• H2SO4
• HSO4
ACIDOS FUERTES
-
-
-
-
-
Mientras más fuerte es un ácido más débil
es su base conjugada
Mientras más débil es un ácido más fuerte
es su base conjugada
Antes de la disociación
Después de la disociación
(a) Acido fuerte.
(b) Acido débil
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Cálculo de pH
Ácidos y bases fuertes
HA + H2O → A- + H3O+
2 H2 O
OH- + H3O+
Kw = 1.10 -14
HA + H2O → A- + H3O+
0,1 M
-x
x
x
Si el Acido es fuerte está completamente disociado.
X= 0,1M
[H3O+ ] = ???
[A- ] = ???
– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1
Cuánto vale la [OH- ]
Cuánto vale pOH??
[OH- ] = 1.10 -13
pOH= 13
Porqué??
Que ocurrió con el equilibrio del agua??
Intervalos y concentraciones posibles
– Concentraciones ≥ 10-6 :
– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1
– Concentraciones ≤ 10-8
– 10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8
11
Qué ocurre con [H3O+ ] si la [HA ] es muy pequeña??
• Concentración ≤ 10-8
– El ácido o la base se disocian completamente
– Comparar la concentración de H+ u OH- proveniente del
ácido o la base con la concentración H+ u OH- que
resultan de la disociación del agua
HA + H2O → A- + H3O+
2 H2 O
OH- + H3O+
Observar :
1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido.
2) Cuál hace un mayor aporte en este caso? Cuánto mayor?
3) Cuanto vale el pH? Porqué?
10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8
Ejemplo HA = 1.10-8 M
Observar :
1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido.
2) Cómo son los aportes de ambas fuentes en este caso?
3) Cuánto vale el pH??
HA + H2O → A- + H3O+
2 H2 O
OH- + H3O+
[H3O+ ] = [H3O+ ]agua + [H3O+ ]acido
[H3O+ ] = OH- + A- = Kw/ [H3O+ ]
Ecuación de 2do grado
[H3O+
]=
1,05.10-7
+ 1.10-8
pH= 6,97 ACIDO!
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