+ NO 3

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