Química inorgánica Unidad: Ácidos y Bases Docente: Julia Angeles Otárola Unidad Importancia Ácidos y bases Logro Al finalizar la unidad, el estudiante comprende la importancia de la acidez, basicidad y su efecto en los procesos químicos y en la vida cotidiana, además de conocer cómo realizar cálculos para determinar el pH de las soluciones. Los ácidos y las bases son reactivos químicos muy comunes. Gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso. En las reacciones ácido-base, el disolvente juega un papel muy importante, ya que ácidos y bases intercambian protones con él. Un ejemplo práctico es cuando lavamos nuestro cabello. Recordemos que mediante una serie de procesos industriales, se obtienen bases y ácidos que suelen ser usados como materias de otras sustancias muy importantes para el hombre. Unidad Importancia Ácidos y bases Logro Al finalizar la unidad, el estudiante comprende la importancia de la acidez, basicidad y su efecto en los procesos químicos y en la vida cotidiana, además de conocer cómo realizar cálculos para determinar el pH de las soluciones. Características generales de ácidos y bases, concepto de Arrhenius y Bronsted– Lowry. Autoionización del agua y escala de pH. Ácido-Base, constante de Ionización: Ka, Kb; pH de las soluciones. Tema: Características generales y concepto de Arrhenius y Bronsted– Lowry. - ¿A qué denominamos Ácidos y bases? Características más relevantes de los ácidos y bases Concepto de Arrhenius Concepto de Bronsted-Lowry Ácidos y bases conjugados Cuadro comparativo de las teorías Ejercicios ¿A qué denominamos Ácidos- Bases? El ácido clorhídrico (HCl) se encuentra presente en el cuerpo humano (en el estómago). De todas maneras, su exceso genera acidez estomacal. Por diversos factores como: tensión nerviosa, digestión lenta y la cantidad de alimentos que ingerimos, se produce la acidez estomacal. Para contrarrestar la acidez, debemos consumir un antiácido. Los antiácidos son bases débiles, por lo que ayudan a la neutralización de la acción del ácido. Ejm: Leche de Magnesia. Características más relevantes de los Ácido-Base Ácidos Bases Tienen sabor agrio Tienen sabor amargo Son corrosivos para la piel Son suaves al tacto y corrosivas para la piel Sus disolución enrojece a colorantes vegetales. Sus disoluciones ponen de color azul a algunos colorantes vegetales Disuelven muchas grasas Atacan a los metales, desprendiendo hidrógeno. Pierde sus propiedades al reaccionar con las bases Pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos Características más relevantes de los Ácido-Base Los ácidos Son aquellos ácidos que en solución aportan un ión molécula disociada. Ácidos fuertes: HCl , HNO3, H2SO4 y H3PO3 Ácidos débiles: HF, HClO, CH3COOH, HCOOH, H2S H+ por Características más relevantes de los Ácido-Base Las bases Bases Fuertes: Se disocia completamente. Da todos sus iones, OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplo: NaOH, KOH, LiOH y Ca(OH)2 Bases Débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplo: NH4OH, NH3 Ácidos y bases: Concepto de Arrhenius Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ HCl H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OHNaOH Svante August Arrhenius (1859-1927) Na+ (aq) + OH- (aq) Limitaciones • Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido). • Se limita a disoluciones acuosas; quiere decir que los ácidos ó el bases deben de estar en medio acuoso. Ácidos y bases: Concepto de Bronsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a dar un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Ácido conjugado Base conjugado Las ventajas en general para ácidos y bases Ya no se limita a disoluciones acuosas Explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) Ácidos y Bases Conjugados ¿Qué es un ácido conjugado? ¿Qué es una base conjugada? Cuando una base otorga H+ se convierte en su “ácido conjugado”. Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada”. Cuadro comparativo de las teorías Teoría de Arrhenius (teoría iones en agua) Teoría de Bronsted-Lowry (Teoría protónica) Definición de ácido Da iones H+ en agua Dador de protones Definición de base Da iones OH+ en agua Aceptor de protones Reacciones ácidobase Formación de agua Transferencia protónica H+ + OH- HA + B Ecuación Limitaciones H20 Aplicable únicamente a disoluciones acuosas A- + BH+ Aplicable únicamente a reacciones de transferencia prótonica Ejercicios Recuerda: - - Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada”. Identificar los ácidos conjugados y las bases conjugadas. HCl(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) Cuando una base otorga H+ se convierte en su “ácido conjugado”. NH3 (ac) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac) 13 Tema: Auto-ionización del agua y escala de pH - Sustancias anfóteras El producto iónico del agua La auto-ionización del agua El Ph, una medida de la acidez Ejercicios Sustancias anfóteras (anfolitos) Se denominan anfóteros o anfolitos a aquellas sustancias que a veces actúan como ácidos y otras, como bases. La más conocida e importante es el agua. El producto iónico del agua H2O (l) Kw = [H+][OH-] H+ (ac) + OH- (ac) Donde: La constante del producto iónico (Kw) Kw : Es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular. La disolución es: At 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = [OH-] [H+] > [OH-] neutra [H+] < [OH-] básica ácida La autoionización del agua H2O + H2O ácido base Donde: H2O(l) [H+] = 1.3 M H3O+ ácido conjugado + OHbase conjugada H 3O + = H + H+(ac) + OH-(ac) La autoionización del agua Ejercicio ¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una disolución HCl, cuya concentración de ion hidrógeno es 1.3 M? Despejando [OH-], se tiene: Datos: [H+] = 1.3 M Incógnita: Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] [OH-] = ¿X? 1 x 10-14 1 x 10-14 = [OH-] = [H+] 1.3 [H+] = 1.3 M = 7.7 x 10-15 M [OH-] = 7.7 x 10-15 M El pH (una medida de la acidez) • Al disolver un ácido en agua, éste se disociará totalmente (ácido fuerte) ó parcialmente (ácido débil), produciendo determinada [H+] en la solución. • Mientras más fuerte sea el ácido (mayor Ka), mayor será la [H+] Se define el pH de una solución como: pH = - log [H+] = log 1/[H+] El pH (una medida de la acidez) La disolución es A 250C 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 ÁCIDO BASICO 1 7 14 El pH (una medida de la acidez) [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 Aquí se muestran algunas fórmula que hay que tomar en cuenta: pOH = -log [OH-] pH = -log [H+] -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00 De las definiciones de pH y pOH se puede concluir que: [H+] = 10 –Ph [OH-] = 10-pOH El pH (una medida de la acidez) En la tabla se observan las distintas formas en las que se encuentra ubicada la escala de pH Ejercicio 01 El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del noreste de Estados Unidos en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? pH = -log [H+] [H+] = 10-pH = 10-4.82 [H+] = 1.5 x 10-5 M Ejercicio: 02 La concentración de iones OH- de 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 Tema: Ácido-Base, constante de Ionización: Ka, Kb - Constante de equilibrio Electrolitos fuertes y débiles Constante de ionización Ka Constante de ionización Kb Ejercicios Constante de Equilibrio A + B C +D Un valor muy grande de K indica que la reacción se completa o es total hacia la derecha. Un valor muy pequeño es indicativo de la tendencia del equilibrio hacia la izquierda, es decir, existen más reactivos que productos. Si se trata de un ácido se expresa como = Ka Si se trata de una base = Kb Electrolitos fuertes y débiles Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes. Electrolitos débiles: Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH– Electrolitos fuertes: Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+ NaOH (ac) Na+ + OH– Constante de ionización, Ka Sea HA un ácido débil, entonces: H A ( ac ) H + ( ac ) + A – ( ac ) Su constante de disociación o acidez, Ka , se define de la siguiente manera: Donde: [H+] , [A] y [HA] son las concentra ciones en el punto de equilibrio, medidas en [mol/L] . Constante de ionización, Ka En disoluciones acuosas diluidas (H2Oconstante), la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O A– + H3O+ - K C [H 2O ] [ A ] [H 3O ] [H A ] Ka constante de disociación (K acidez) 28 Constante de ionización, Ka Según el valor de Ka, se hablará de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo: El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil, ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M 29 Constante de ionización, Ka Constantes de algunos ácidos Constante de ionización, Kb NH3 + H2O N H 4 + + OH – Su constante de disociación o de basicidad, K b es: Donde: [NH4+], [OH–] y [NH3] son las concentraciones en el punto de equilibrio, medidas en [mol/L] Constante de ionización, Kb En disoluciones acuosas diluidas (H2Oconstante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O BH+ + OH– B K C [H 2O ] [B H ] [O H [B ] - ] Kb BH+ x OH– (K basicidad) 32 Constante de ionización, Kb Constantes de algunas bases Ejercicio: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3, sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Equilibrio: conc. in.(mol/l): conc. eq.(mol/l): NH3 + H2O NH4+ + OH– 0,2 ----- 0 0 0,2–x x x NH4+ x OH– Kb = ——————— = NH3 De donde se deduce que: x2 ——— = 1,8 x 10–5 M 0,2 – x x = OH– = 1,9 x 10–3 M pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72 pOH = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = pH = 11,28 11,28 Ejercicio: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M. El HCN es un ácido débil. Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O HCN + OH– KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M Kb = 2,0 x 10–5 M Unidad Conclusiones Ácidos y bases Temas • • • Características generales de ácidos y bases, concepto de Arrhenius, Bronsted– Lowry y Lewis. Autoionización del agua y escala de pH. Ácido-Base, constante de Ionización: Ka, Kb; pH de las soluciones. 1. Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+), hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). 2. La autoionización del agua, es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−). 3. El Potencial Hidrógeno (pH) mide el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Es un factor clave para que muchas reacciones se lleven a cabo. Gracias
