Equilibrios Iónicos • Electrolitos y no-electrolitos • Electrolitos fuertes y débiles • Acidos y bases • Autoionización del agua • pH, pOH Electrolitos y no electrolitos Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcial o totalmente en iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica. Ej: las sales, los ácidos y los hidróxido. Un no-electrolito es una sustancia que no se disocia en solución acuosa, y por lo tanto no conduce la corriente eléctrica. Ej: sacarosa, urea, glucosa. Electrolitos fuertes y débiles Un electrolito fuerte es una sustancia que en solución acuosa se disocia totalmente en iones Ej: las sales, algunos ácidos e hidróxidos (NaCl, HCl, NaOH). Un electrolito débil es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcialmente en iones (existe un equilibrio entre la especie sin disociar y sus iones). Ej: la mayoría de los ácidos y bases orgánicas. Ácidos y Bases. Criterio de Arrhenius • Ácidos: sustancias que aumentan la [H+] en solución acuosa. Ej: HCl → H+ + Cl• Bases: sustancias que aumentan la [OH-] en solución acuosa. Ej: NaOH → Na+ + OHPROBLEMA: hay sustancias que se comportan como bases (reaccionan con ácidos) y no tienen OH- en su molécula. Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry • Un ácido es una especie química que dona H+ y una base es una especie química que acepta H+. • Las bases de Brønsted-Lowry no necesitan contener OH-. HCl + H2O → H3O+ + ClNaOH + H2O → Na+(H2O) + OHNH3 + H2O → NH4+ + OH• El agua es anfótera: puede actuar como ácido o como base. Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry HA + H2O ↔ H3O+ + AHA + B ↔ BH+ + APar ácido-base conjugado Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1 Par ácido-base conjugado Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry Fuerza relativa de ácidos y bases • Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada. • H+ es el ácido más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa. • OH- es la base más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa. Autoionización del H2O. Producto iónico • En agua pura, se establece el siguiente equilibrio: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH• a 25 °C + - [H 3O ][OH ] Kc = 2 [H 2 O] c K c [H 2 O]2 = [H 3O + ][OH - ] 3 K w = [H 3O + ][OH - ] = 1,0 ×10 −14 Escala de pH y pOH pH = -log[H+] = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] • En agua pura a 25 °C: [H+]= [OH-] = 1,00 10-7 M pH = pOH = 7,00 • En soluciones ácidas: [H+] > 1,00 × 10-7, pH < 7,00. • En soluciones básicas: [H+] < 1,00 × 10-7, pH > 7,00. La escala de pH Otras escalas “p” pX = − log X • En general, para un número X: • Por ej: pKw = -log Kw. K w = [H 3O + ][OH - ] = 1,0 ×10 −14 ( ) pK w = − log [H 3O + ][OH - ] = 14,00 ∴ − log[H 3O + ] − log[OH - ] = 14,00 pH + pOH = 14,00 Escala de pH: Indicadores Ácidos Fuertes Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: AH → A- + H+ HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3-(aq) HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq) • HCl • HBr • HI • HNO3 • HClO3 • HClO4 • H2SO4 Bases Fuertes Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: • La mayoría de los hidróxidos iónicos son bases fuertes (p.ej. NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 Mg(OH)2 , Ba(OH)2 • Bases muy fuertes que no contienen OH-: O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq) H-(aq) + H2O(l) → H2(g) + OH-(aq) N3-(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + 3OH-(aq) Ácidos débiles • Parcialmente ionizados en solución. HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) [H 3O + ][A - ] Ka = [HA] HA(aq) [H + ][A - ] Ka = [HA] H+(aq) + A-(aq) A > Ka → más fuerte es el ácido Ácidos débiles Ácidos débiles. Grado de disociación - α= [A ] [HA]0 • A mayor α, más fuerte es el ácido. • α disminuye a medida que aumenta la concentración inicial del ácido. • Ej: AcH 0,05 M → α = 2,0 % AcH 0,15 M → α = 1,0 % Ácidos débiles. Ácidos polipróticos • Tienen más de un protón ionizable. • La disociación se realiza en pasos: H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3-(aq) Ka1 = 1.7 x 10-2 HSO3-(aq) H+(aq) + SO32-(aq) Ka2 = 6.4 x 10-8 • La remoción del primer protón es siempre más fácil que la de los restantes. • Ka1 > Ka2 > Ka3 … • La mayor parte de la [H+] en equilibrio corresponde a la primera ionización del ácido. (Ka1). Ácidos débiles polipróticos Bases débiles • Existe un equilibrio en la base y el ácido conjugado: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) [ NH 4+ ][OH - ] Kb = = 1,8 ×10 −5 [ NH 3 ] ClO-(aq) + H2O(l) HClO(aq) + OH-(aq) K b = 3,3 ×10 −7 Bases débiles Relación entre Ka y Kb NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + NH4+(aq) + OH-(aq) H2O ↔ NH3(aq) + H3O+ [ NH +4 ][OH - ] Kb = [ NH 3 ] [ NH 3 ][H 3O + ] Ka = + [ NH 4 ] • Para un par ácido-base conjugado: Ka × Kb = K w • Por lo tanto, cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada, y viceversa. Propiedades ácido-base y estructura química. Factores que afectan la fuerza del ácido H-X: HX → H+ + X•Polaridad del enlace. (> Polaridad > acidez). •Energía de disociación del enlace. (> Energía < acidez). •Estabilidad de la base conjugada, X-. (> estabilidad > acidez). Fuerza de Ácidos Binarios Oxiácidos • Estructura general: Y-O-H. • La fuerza del ácido depende de “Y” y de los átomos unidos a él. – Si Y fuera un metal: no sería un oxiácido sino un hidróxido. – Si la electronegatividad de Y es intermedia o alta, se trataría de un ácido débil. – A mayor número de átomos de O unidos a Y, mayor polaridad del enlace O-H → mayor acidez. – A igualdad de número de átomos de O, a mayor electronegatividad de “Y”, mayor acidez. HOCl HClO2 HClO3 HClO4 Estructura Oxiácidos Ácidos Carboxílicos • Ácidos orgánicos que contienen el grupo funcional carboxilo: COOH O R C R O OH R C + H+ O O O C C O R O Ácidos y bases de Lewis • Un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de H+. • Desde el punto de vista electrónico: un ácido de B-L es un aceptor de pares de electrones. • Ácido de Lewis: es un aceptor de pares de electrones. • Base de Lewis: es un donante de pares de electrones. H+ + :NH3→ [ H:NH3]+ BF3 + :NH3→ F3B:NH3 Ácidos y bases de Lewis • Los metales de transición son generalmente ácidos de Lewis. • Los ácido de Lewis deben tener un orbital vacío para alojar los electrones que van a captar. Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry Propiedades ácido-base de soluciones salinas. • Prácticamente todas las sales son electrolitos fuertes: totalmente disociadas en sus iones en solución. • Los iones provenientes de ácidos o bases fuertes no reaccionan con el agua: soluciones neutras. Ej: NaCl, Ca(NO3)2 • Los iones provenientes de ácidos o bases débiles reaccionan con el agua: soluciones ácidas, neutras o alcalinas. • Hidrólisis: es la reacción de un ión, proveniente de un ácido o de una base débil, con el agua. La reacción provoca la formación de H+ u OH-. Propiedades ácido-base de soluciones salinas. Soluciones de sales derivadas de: ¾ Ácido fuerte + Base fuerte: Neutro NaCl→ Na+ + Cl¾ Ácido débil + Base fuerte: Básico NaOCl → Na+ + ClOClO- + H2O ↔HClO + OH¾ Ácido fuerte + Base débil: Ácido NH4Cl → NH4+ + ClNH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+ ¾ Ácido débil + Base débil: Ácido, Básico o Neutro, dependiendo de las constantes de equilibrio