Equilibrio Ácido Base
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pH 4,00-5,00 pH 6,00-7,00 Teorías ácido-base Equilibrios ácido-base 11 de Abril de 2016. Prof. Dra. Sandra Ferreira pH 8,00 Teorías ácido-base •Teoría de Arrhenius •Teoría de Brønsted-Lowry •Teoría de Lewis Teoría de Arrhenius (1887) •Químico sueco (1859 -1927). •Presentó esta teoría en su tesis doctoral. •Recibió el premio Nobel de Química en 1903. Svante Arrhenius Teoría de Arrhenius Ácido sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de protones H2O HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac) Base sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidroxilos H2O NaOH (s) OH- (ac) + Na+ (ac) Teoría de Arrhenius Acido: sustancia o compuesto que contiene hidrógeno y cede protones al agua. HCl (g) + H2O H3O+ (ac) + Cl- (ac) Base: sustancia o compuesto que produce aniones hidroxilo en el agua. NaOH (s) + H2O OH- (ac) + Na+ (ac) Teoría de Brønsted-Lowry Johannes Brønsted (1879-1947) Químico Danés Thomas Lowry (1874-1936) Químico Ingles Teoría de Brønsted-Lowry (1923) Ácido: sustancia que puede transferir un protón a otra sustancia. Base: sustancia que es capaz de aceptar un protón de otra sustancia. Teoría de Brønsted-Lowry: concepto de par conjugado HCl (ac) + H2O (l) Ácido Base NH3 (ac) + H2O (l) Base Ácido H3O+ (ac) + Cl (ac) Acido conjugado Base conjugada NH4+ (ac) + OH (ac) Acido conjugado Base conjugada Teoría de Brønsted-Lowry: Agua comportamiento anfótero como ácido como base Teoría de Lewis Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Químico Estadounidense Teoría de Lewis Ácido: es una sustancia que puede ser aceptor de pares de electrones. Base: es una sustancia que puede donar un par de electrones. Amplia el concepto ácido -base a las reacciones que no implican transferencia de protones. Teoría de Lewis F B F + H N H F H Ácido Base F F B F H N H H Autoionización del agua El agua como electrolito débil 2 H2 O H3O+ + OH[H+ [OH- K= [H2O Kw = K [H2O] Kw = [H+] [OH-] Kw = 1 x 10-14 [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M Escala de pH soluciones de uso cotidiano y fluidos biológicos. Medición aproximada del pH Medida de pH Ácidos fuertes Ácidos fuertes • HCl • HNO3 • H2SO4 • HBr • HI • HClO4 • HClO3 perdida del primer protón pH = -log [H+] Bases fuertes • NaOH • KOH • LiOH • Ba(OH)2 • Ca(OH)2 • Sr(OH)2 pOH = -log [OH-] Bases débiles Bases débiles BH+ + OH- B + H2O x Ci-x [BH+ [OH- Kb = [B x.x Kb = Ci - x x Ácidos débiles Ácidos débiles H3O+ + A- AH + H2O x Ci-x [H3O+ [A- Ka = [AH x.x Ka = Ci - x x Ácidos débiles Ácido Ka HCN 4,9 10-10 HNO2 4,3 10-4 HF 3,5 10-4 H2SO3 1,5 10-2 Constantes de ácidos y bases débiles Acidos polipróticos Acido fosfórico: H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O HPO42- + H2O H3O+ + H2PO4- Ka = 7.110-3 H3O+ + HPO42- Ka = 6.310-8 H3O+ + PO43- Ka = 4.210-13 Acidos polipróticos Acido carbonico: H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3- Ka = 4,310-7 HCO3- + H2O H3O+ + CO32- Ka = 5,610-11 Caso particular del ácido sulfúrico Es un es un acido fuerte cuando pierde su primer protón H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4- Es un es un acido debil cuando pierde su segundo protón HSO4- + H2O H3O+ + SO42- Ka = 1,210-2 Relación fuerza ácida y estructura Hidrácidos Son ácidos que contienen hidrogeno y un elemento H2S, HF, HCl, HI, HBr Oxácidos Son ácidos que contienen hidrogeno, oxigeno y un elemento HClO, HClO2 HNO3, HNO2, Reglas de Pauling para oxoácidos -A mayor número de oxígenos unidos al átomo central, mayor fuerza ácida. -A mayor número de oxidación, mayor acidez. -A mayor electronegatividad, mayor acidez. Cuanto más polar es el enlace, el H unido al O puede cederse al H2O. Fuerte Fuerte a) Grupos aceptores de electrones unidos a un átomo unido a un protón ácido, mejora la acidez del protón permitiendo que tenga una carga positiva parcial mayor (b) grupos aceptores de electrones también estabilizan la base conjugada por deslocalizar la carga negativa sobre una parte más grande del ion. Ácido hipocloroso, Ácido hipobromoso, Ácido hipoiodoso, Factores que determinan la fuerza de un hidrácido 1. La electronegatividad del elemento unido al protón. 2. La fuerza de enlace Factores que determinan la fuerza de un hidrácido 1. La electronegatividad del elemento unido al protón. (Prevalece si se analiza el mismo período) 2. La fuerza de enlace (Prevalece si se analiza el mismo grupo) Hidrácidos del mismo período A mayor electronegatividad, mayor polaridad del enlace, mayor fuerza ácida del hidrácido del mismo periodo. Ejemplo: periodo 3 H2S < HCl Hidrácidos del mismo grupo Ácido Ka E disoc. (kJ/mol) HF 7.2x10-4 562 HCl 1.0x10 6 431 HBr 1.0x109 366 HI 3.0x109 293 _________________________________ En un grupo el ácido será más fuerte, cuanto más débil sea el enlace. Ejemplo grupo 17 la fuerza del ácido es: HI > HBr > HCl > HF Ejemplo grupo 16 la fuerza del ácido es: H2Te > H2Se > H2S > H2O Características de algunos iones metálicos Los cationes metálicos pequeños y de carga elevada pueden actuar como ácidos de Lewis en agua. Ejemplos Al3+, Fe 3+, Fe 2+ , Bi 3+ , Sn 2+ ,Cu 2+ , Ni 2+ , Sn2+ , Pb2+ , Cr3+ Los iones metálicos al disolverse en agua dan acuocomplejos, los protones provienen de las moléculas de agua del complejo. Carácter ácido del catión Al3+ Al(H2O)63+ + H2O Al(H2O)5(OH)2+ + H3O+ Ka = 1 x 10-5 [Al(H20)6]3+(ac) como un ácido La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente (agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución. [Fe(H20)6]3+(aq) como ácido Ka= 3,5 x 10-3 La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente (agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución. BIBLIOGRAFÍA • Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. Graw Hill. 1999. • Umland J.B.; Bellama J.M. Química General 3ra edición. Ed. International Thomson. 2000. • Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999. • Maham B,; Myers R. Química Universitaria. 4ta edición. Ed Addison Wesley. 1990. • Whitten K.W.; Davis R.E.; Peck M.L. Química General . 5ta edición. Ed. Mc. Graw Hill. 1998. [email protected]
