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Ácidos y Bases
Tema 5
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Definición de ácido
Ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua
Ácido de Brønsted es un donador de protones (H+)
Ácido de Lewis es una sustancia que acepta un par de electrones
Base de Lewis es una sustancia que dona un par de electrones
••
+ ••
OH••
ácido base
H+
••
H O H
••
H
ácido
N H
••
H+ +
H
base
H
H
+
N H
H
15.12
Ácidos y Bases de Lewis
H
+
F B
N H
••
F
F
H
ácido
base
F
F B
F
H
N H
H
¡No se donan o aceptan protones!
15.12
pH – Una medida de la acidez
pH = -log [H+]
A 250C
Disolución
neutra
[H+] = [OH-]
[H+] = 1 x 10-7
pH = 7
ácida
[H+] > [OH-]
[H+] > 1 x 10-7
pH < 7
básica
[H+] < [OH-]
[H+] < 1 x 10-7
pH > 7
pH
[H+]
15.3
pOH = -log [OH-]
[H+][OH−] = Kw = 1.0 x 10-14
−log [H+] – log [OH−] = 14.00
pH + pOH = 14.00
15.3
El pH de la lluvia recogida en una región industrializada un día
particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración de ion H+ en el
agua de lluvia?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
La concentración de ion OH− en una muestra de sangre es 2.5 x
10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
pH + pOH = 14.00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7)
= 6.60
pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
15.3
Ácido fuerte
Ácido débil
15.4
15.4
¿Cuál es el pH de una disolución de HNO3 2 x 10-3 M?
HNO3 es un ácido fuerte – se disocia al 100%.
HNO3 (ac) + H2O (l)
Inicio 0.002 M
Final 0.0 M
H3O+ (ac) + NO3- (ac)
0.0 M
0.0 M
0.002 M
0.002 M
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
¿Cuál es el pH de una disolución de Ba(OH)2 1.8 x 10-2 M?
Ba(OH)2 es una base fuerte – se disocia al 100%
Ba(OH)2 (s)
Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Inicio 0.018 M
Final 0.0 M
0.0 M
0.018 M
0.0 M
0.036 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
15.4
Ácido débil (HA) y su constante de acidez
HA (ac) + H2O (l)
H3O+ (ac) + A- (ac)
H+ (ac) + A- (ac)
HA (ac)
Ka =
[H+][A-]
[HA]
Ka es la constante de acidez
Ka
Fuerza del
ácido débil
15.5
15.5
¿Cuál es el pH de una disolución de HF 0.50 M (a 250C)?
+][F-]
[H
= 7.1 x 10-4
Ka =
HF (ac)
H+ (ac) + F- (ac)
[HF]
HF (ac)
H+ (ac) + F- (ac)
Inicial (M)
0.50
0.00
0.00
Cambio (M)
−x
+x
+x
x
x
Equilibrio (M)
Ka =
Ka ≈
0.50 − x
x2
= 7.1 x 10-4
0.50 - x
x2
0.50
= 7.1 x 10-4
[H+] = [F-] = 0.019 M
[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
Ka << 1
0.50 – x ≈ 0.50
x2 = 3.55 x 10-4
x = 0.019 M
pH = -log [H+] = 1.72
15.5
¿Cuándo puedo usar la aproximación?
Ka << 1
0.50 – x ≈ 0.50
Cuando x es menor que el 5% del valor del que es substraido.
x = 0.019
0.019 M
x 100% = 3.8%
0.50 M
Menos del 5%
Aproximación ok!
¿Cuál es el pH de una disolución de HF 0.05 M HF (at 250C)?
x2
= 7.1 x 10-4
x = 0.006 M
Ka ≈
0.05
0.006 M
x 100% = 12%
0.05 M
Más del 5%
Aproximación mala.
Debemos encontrar x resolviendo la ecuación cuadrática o el
método de las aproximaciones sucesivas.
15.5
Resolución de problemas con ácidos débiles:
1
Identificar las especies que pueden afectar al pH.
En la mayoría de los casos se puede ignorar la autoionización del
agua.
Ignorar [OH−] porque se determinan a partir de [H+].
2
Usar ICE para expresar las contraciones en términos de sólamente una
x desconocida.
3
Escribir Ka en función de las concentraciones en el equilibrio. Despejar
x usando el método aproximado. Si la aproximación no es válida,
resolver la ecuación exactamente.
4
Calcular las concentraciones de todas las especies y/o pH de la
disolución.
15.5
¿Cuál es el pH de una disolución 0.122 M de un ácido cuya Ka
is 5.7 x 10-4?
HA (ac)
H+ (ac) + A- (ac)
Inicial (M)
0.122
0.00
0.00
Cambio (M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio (M)
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
Ka ≈
x2
= 5.7 x 10-4
0.122
0.0083 M
x 100% = 6.8%
0.122 M
Ka << 1
0.122 – x ≈ 0.122
x2 = 6.95 x 10-5
x = 0.0083 M
Más del 5%
Approximación mala.
15.5
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
ax2 + bx + c =0
x = 0.0081
HA (ac)
x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
-b ± √b2 – 4ac
x=
2a
x = - 0.0081
H+ (ac) + A- (ac)
Inicial (M)
0.122
0.00
0.00
Cambio (M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio (M)
[H+] = x = 0.0081 M
pH = -log[H+] = 2.09
15.5
Grado de ionización =
Concentración de ácido ionizado en el eq.
Concentración inicial del ácido
x 100%
Para un ácido monoprótico HA
Grado de ionización=
HA (ac)
,
2
,% −x
2*4
- 2*2α
α5 4
2
[H+]
x 100% [HA]0 = concentración inicial
[HA]0
H+ (ac) + A- (ac)
3
3
+x
+x
4
4
2α
2α
2α 2α
2α7
5
6 5
8*α
2*2α
15.5
Bases débiles y constante de basicidad
NH3 (ac) + H2O (l)
NH4+ (ac) + OH- (ac)
[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]
Kb es la constante de basicidad
Kb
fuerza de la
base débil
Resuelve los problemas con bases débiles
como los de ácidos débiles, excepto que
buscas [OH−] en lugar de [H+].
15.6
15.6
Constantes de ionización de pares conjugados Ácido-Base
HA (ac)
A- (ac) + H2O (l)
H2O (l)
H+ (ac) + A- (ac)
OH- (ac) + HA (ac)
H+ (ac) + OH- (ac)
Ka
Kb
Kw
KaKb = Kw
Ácido débil y su base conjugada
Kw
Ka =
Kb
Kw
Kb =
Ka
15.7
15.8
Propiedades ácido-base de las sales
Disoluciones neutras:
Sales que contienen un metal alcalino o alcalinotérreo
(excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (e.g.
Cl-, Br-, y NO3-).
NaCl (s)
H2O
Na+ (ac) + Cl- (ac)
Disoluciones básicas:
Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.
NaCH3COOH (s)
CH3COO- (ac) + H2O (l)
H2O
Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COOH (ac) + OH- (ac)
15.10
Propiedades ácido-base de sales
Disoluciones ácidas:
Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil.
NH4Cl (s)
NH4+ (ac)
H2O
NH4+ (ac) + Cl- (ac)
NH3 (ac) + H+ (ac)
15.10
Hidrólisis con Al3+
15.10
Propiedades ácido-base de sales
Disoluciones de sales en las que tanto el anión como el catión hidrolizan.
Kb para el anión > Ka para el catión, disolución básica
Kb para el anión < Ka para el catión, disolución ácida
Kb para el anión ≈ Ka para el catión, disolución neutra
15.10
El efecto del ion común es el desplazamiento causado en el
equilibrio mediante la adición de un compuesto que tiene un ion
común con la sustancia disuelta.
La presencia de un ion común suprime la
ionización de un ácido o base débil.
Considera la mezcla de CH3COONa (electrolito fuerte) y
CH3COOH (ácido débil).
CH3COONa (s)
Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COOH (ac)
H+ (ac) + CH3COO- (ac)
Ion común
16.2
Considera la mezcla de la sal NaA y el ácido débil HA.
NaA (s)
Na+ (ac) + A- (ac)
HA (ac)
H+
[H+]
-log
[H+]
(ac) +
A- (ac)
Ka =
Ka [HA]
=
[A-]
= -log Ka - log
-log [H+] = -log Ka + log
[H+][A-]
[HA]
Ecuación
[HA]
[A-]
[A-]
[HA]
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
Henderson-Hasselbalch
pH = pKa + log
[base conjugada]
[ácido]
pKa = -log Ka
16.2
¿Cuál es el pH de una disolución que contiene HCOOH 0.30 M
y HCOOK 0.52 M?
Mezcla de ácido débil y base cojugada!
H+ (ac) + HCOO- (ac)
HCOOH (ac)
Inicial (M)
0.30
0.00
0.52
Cambio (M)
-x
+x
+x
x
0.52 + x
Equilibrio (M)
Efecto ion común
0.30 – x ≈ 0.30
0.52 + x ≈ 0.52
0.30 - x
pH = pKa + log
[HCOO-]
[HCOOH]
[0.52]
= 4.01
pH = 3.77 + log
[0.30]
HCOOH pKa = 3.77
16.2
Una disolución reguladora es una disolución de:
1. Un ácido o báse débil y
2. La sal del ácido o base débil
3. Ambos deben estar presentes!
Una disolución reguladora es capaz de impedir cambios de pH
cuando se añaden pequeñas cantidades de tanto ácido como
base.
Considera una mezcla equimolar de CH3COOH y CH3COONa
Añadimos ácido fuerte:
H+ (ac) + CH3COO- (ac)
Añadimos base fuerte:
OH- (ac) + CH3COOH (ac)
CH3COOH (ac)
CH3COO- (ac) + H2O (l)
16.3
¿Cuál de los siguientes es un sistema regulador?
(a) KF/HF, (b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3
(a) KF es un ácido débil y F- es su base conjugada
Disolución reguladora
(b) HBr es un ácido fuerte
No es disolución reguladora
(c) CO32- es una base débil y HCO3- es su ácido conjugado
Disolución reguladora
16.3
Calcula el pH del sistema regulador 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl.
¿Cuál es el después de la adición de 20.0 mL de NaOH 0.050
M a 80.0 mL de la disolución reguladora?
NH4+ (ac)
pH = pKa + log
Inicio (moles)
final (moles)
[NH3]
[NH4+]
H+ (ac) + NH3 (ac)
pKa = 9.25
pH = 9.25 + log
[0.30]
= 9.17
[0.36]
0.024
0.029
0.001
NH4+ (ac) + OH- (ac)
0.028
0.0
H2O (l) + NH3 (ac)
0.025
volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL
[NH4
+]
0.028
=
[NH3] =
0.10
0.025
0.10
pH = 9.25 + log
[0.25]
= 9.20
[0.28]
16.3
Manteniendo el pH de la sangre
16.3
Valoraciones
En una valoración una disolución de concentración se añade
gradualmente a otra disolución de concentración desconocida hasta
que la reacción química entre ellas es completa.
Punto de equivalencia – el punto en el cual la reacción es completa.
Indicador – sustancia que cambia de color en (o cerca) el
punto de equivalencia
Añadimos base a un
ácido desconocido
HASTA QUE
El indicador
Cambia de color
(rosa)
4.7
Valoración ácido fuerte-base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac)
H2O (l) + NaCl (ac)
H2O (l)
0.10 M NaOH añadidos a 25 mL de 0.10 M HCl
16.4
Valoración ácido débil-base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac)
CH3COOH (ac) + OH- (ac)
CH3COONa (ac) + H2O (l)
CH3COO- (ac) + H2O (l)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
CH3COO- (ac) + H2O (l)
OH- (ac) + CH3COOH (ac)
16.4
Valoración ácido fuerte-base débil
HCl (ac) + NH3 (ac)
NH4Cl (ac)
H+ (ac) + NH3 (ac)
NH4Cl (ac)
En el punto de equivalencia (pH < 7):
NH4+ (ac) + H2O (l)
NH3 (ac) + H+ (ac)
16.4
Se valoran exactamente 100 mL de HNO2 0.10 M con disolución de NaOH
0.10 M. ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?
inicio (moles)
0.01
0.01
HNO2 (ac) + OH- (ac)
0.0
0.0
NO2- (ac) + H2O (l)
final (moles)
0.01
0.01
volumen final = 200 mL
= 0.05 M
[NO2-] =
0.200
NO2- (ac) + H2O (l)
OH- (ac) + HNO2 (ac)
Inicial (M)
0.05
0.00
0.00
Cambio (M)
-x
+x
+x
x
x
Equilibrio (M)
0.05 - x
[OH-][HNO2]
x2
-11
=
2.2
x
10
Kb =
=
[NO2-]
0.05-x
0.05 – x ≈ 0.05
x ≈ 1.05 x 10-6 = [OH-]
pOH = 5.98
pH = 14 – pOH = 8.02
Indicadores Ácido-Base
HIn (ac)
H+ (ac) + In- (ac)
[HIn]
≥ 10
[In ]
Color del ácido (HIn) predomina
[HIn]
≤ 10
[In ]
Color de la base conjugada (In-) predomina
16.5
Curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
16.5
¿Qué indicador(es) usarías en una valoración de HNO2 con
KOH ?
Ácido débil valorado con base fuerte.
En el punto de equivalencia tendremos base conjugada de ácido débil.
Punto de equivalencia a pH > 7
Usamos cresol red o phenolphthalein
16.5
pH y Solubilidad
•
•
•
La presencia de un ion común disminuye la solubilidad.
Bases insolubles se disuelven en disoluciones ácidas.
Ácidos insolubles se disuelven en disoluciones básicas.
Mg(OH)2 (s)
Kps = [Mg2+][OH-]2 = 1.2 x 10-11
Kps = (s)(2s)2 = 4s3
4s3 = 1.2 x 10-11
s = 1.4 x 10-4 M
[OH-] = 2s = 2.8 x 10-4 M
pOH = 3.55 pH = 10.45
16.9
Mg2+ (ac) + 2OH- (ac)
añadimos
quitamos
A pH menor que 10.45
menor [OH-]
OH- (ac) + H+ (ac)
H2O (l)
Aumenta solubilidad de Mg(OH)2
A pH mayor que 10.45
mayor [OH-]
Disminuye solubilidad of Mg(OH)2