Ácidos y bases

ÁCIDOS Y BASES
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Definición → Teorías ácido-base
Buscan relacionar las propiedades de los compuestos
con su composición y estructura.
Svante Arrhenius (1884)
Ácido: Sustancia que, al disolverse en agua, libera H+
HCl
H+ + Cl[H+] aumenta en la solución
Limitaciones de la Teoría de Arrhenius
9Contempla sólo soluciones acuosas
9Las sustancias deben tener H u OH en su composición
Fallas:
9 Hay sustancias que no poseen OH en su composición
y se comportan como bases.
9 Los H+ no están “libres” en el agua (fuerzas ión-dipolo)
Base: Sustancia que, al disolverse en agua, libera OHNaOH
Na+ + OH-
[OH-] aumenta en la solución
Conclusión:
Hay que tener en cuenta el solvente
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Johannes Brønsted y Thomas Lowry (1923)
Ácido: dador de H+
Base: aceptor de H+
HCl + H2O
a
b
El H+ se transfiere del ácido a la base
H3O+ + Cl-
O2- + H2O
b
a
Ion hidronio
NH3(ac) + H2O(l)
b
NH4+(ac) + OH-(ac)
a
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Pares ácidocido-base conjugados
Observaciones
9 Reacción ácido-base = transferencia de H+.
2 OH-
En un equilibrio ácido-base, hay transferencia de
protones en ambas direcciones de la reacción
9 No se restringe a soluciones acuosas.
9 Un ácido debe tener H en su composición (que pueda
perder como H+).
9 Una base debe tener un par de electrones libres (que
pueda utilizar para formar el enlace con el H+).
HA + H2O
a
b
a
Pares ácido-base conjugados
difieren en un H+
9 Una base no “necesita” tener OH en su composición.
9 El agua actúa como ácido frente a una base y como
base frente a un ácido (anfótero o sustancia
anfotérica).
b
A- + H3O+
Ácido
Base
dona H+
acepta H+
base conjugada
ácido conjugado
1
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Autodisociació
Autodisociación del agua
Kw = [H+][OH-]
El agua pura es mal conductor de la corriente eléctrica.
Se ioniza en una proporción mínima.
H2O
H+ + OH-
Kw = [H+]2 = [OH-]2
2H2O
H3O+ + OH-
H2O
Kw = [H+][OH-]
Producto iónico del agua
Kw =
[H+] = [OH-] = 10-7 M
H+ + OH-
Kw = [H3O+][OH-]
10-14
a 25ºC
10-7 M = 0,0000001 M
10-7
moles / litro
1 litro de H20 ≈ 56 moles
En el agua pura, se disocia 1 molécula de cada 5,6x108
En una solución neutra
[H+] = [OH-]
En una solución ácida
[H+] > [OH-]
En una solución básica
[H+] < [OH-]
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
La escala de pH
Kw = [H+][OH-]
Las concentraciones de H+ y OH- son generalmente
muy bajas.
Se utiliza una escala logarítmica de concentraciones.
- log Kw = - log [H+] – log [OH-]
- log (10-14) = pH + pOH
pH = - log [H+]
Recordar:
[H+] = [OH-] = [Kw]1/2
14 = pH + pOH
y = log x <=> x = 10y
- pH = log [H+]
[H+] = 10 -pH
Análogamente: pOH = -log [OH-] y [OH-] = 10-pOH
Se define la función p como
a 25º
25ºC
Tipo de solució
solución
[H+]
[OH-]
pH
pOH
neutra
10-7
10-7
7
7
ácida
>10-7
<10-7
<7
>7
básica
<10-7
>10-7
>7
<7
p (x) = - log x
ÁCIDOS Y BASES
[H+]
ÁCIDOS Y BASES
Fuerza relativa de ácidos y bases
[OH-]
Fuerza de un ácido: tendencia a ceder H+
Fuerza de una base: tendencia a aceptar H+
Acido fuerte:
HA + H2O
A- + H3O+
9Se disocia totalmente.
9Transfiere totalmente su H+ al agua (base).
9Su base conjugada es extremadamente débil.
HA + H2O
A- + H3O+
Acido débil:
9Se disocia parcialmente.
9Sólo una fracción de HA transfiere el H+ al agua (base).
9Su base conjugada tiene cierta tendencia a aceptar H+.
2
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Ácidos fuertes
El valor de Ka indica la magnitud de la fuerza relativa de HA
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
HCl
Acid13.swf
Ejemplo: ácido acético H3C-COOH (HAc)
H+ + Cl-
HAc + H2O
Otros ácidos fuertes: HNO3
H2SO4
HClO4
HBr
HI
Ácidos dé
débiles
HA + H2O
+
Ka = [A ][H3O ]
[HA]
+
Ka = [A ][H ]
[HA]
A- + H3O+
HA
A- + H+
ÁCIDOS Y BASES
Na+ + OH-
9Se disocian completamente.
9Su ácido conjugado es extremadamente débil.
9Se disocian parcialmente.
9Su ácido conjugado tiene cierta tendencia a ceder H+
ÁCIDOS Y BASES
H+ + A-
[H+] = [A-] = CHA
Ejemplo: HClO4 0,040 M
[H+] = 0,040
Bases fuertes
M+
M(OH)2
M2+ + 2OH-
pH = 1,40
[OH-] = CMOH
[OH-] = 2CM(OH)2
[H+] = Kw/[OH-] o pH = 14 - pOH
Ejemplo: Ca(OH)2 0,020 M
pOH = 1,40
HClO
3,0x10-8
HCN
4,9x10-10
HNO2 + OHBase débil
NH3
Py
HS-
Kb
1,8x10-5
1,7x10-9
1,8x10-7
HCO3ClO-
1,8x10-4
3,3x10-7
Ácidos débiles
Es necesario conocer [H+] en la solución.
+
4,5x10-4
ÁCIDOS Y BASES
Cálculos de pH
MOH
HNO2
NO2- + H2O
+
Kb = [BH ][OH ]
[B]
OH-
6,8x10-6
BH+ + OH-
BH+ + OH-
HA
HF
b
a
a
b
9Moléculas con pares libres (sobre átomos de N)
9Aniones de ácidos débiles (bases conjugadas)
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Bases dé
débiles
Ácidos fuertes
Ka (25ºC)
1,8x10-5
B + H2O
Hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos.
B + H2O
Ácido débil
HAc
ÁCIDOS Y BASES
Bases fuertes
NaOH
Ac- + H3O+
[OH-] = 0,040 M
pH = 12,60
HA
A- + H+
CHA
CHA-X
0
X
Ka (CHA – X) = X2
0
X
+
Ka = [A ][H ]
[AH]
2
Ka = X
CHA-X
X2 + KaX – KaCHA = 0
Si Ka << 1 => CHA >> X
[H+] = X
2
Ka ≈ X
CHA
X2 = Ka.CHA => X = (Ka.CHA)1/2
[H+] = (Ka.C
(Ka.CHA)1/2
Aprox. válida para Ka < 10-4
[H+] aumenta con CHA y con Ka (y el pH disminuye)
3
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Bases dé
débiles
[H+] = (Ka.C
(Ka.CHA)1/2
pH
pH, Ka y C están relacionados
Dadas 2 magnitudes, se puede calcular la tercera
Ejemplo: HAc 0,30 M
2
Ka = X
CHA-X
Ka =
2
Ka ≈ X
CHA
=
[H+] = X
[H+] = (1,8x10-5 . 0,3)1/2
X = (Ka.CHAc)1/2
[H+]
1,8x10-5
pH = 2,64
2,3x10-3
B + H2O
CB
CB – X
0
X
Kb (CB – X) = X2
Si Kb << 1 => CB >> X
X2 = Kb.CB => X = (Kb.CB)1/2
Kb =
X2
CB - X
α=
[OH-] = X
pOH = 2,80
[OH-] = 1,6x10-3
pH = 11,20
Comparando con NaOH 0,15 M
pH = 13,18
pOH = - log 0,15 = 0,82
2
Kb ≈ X
CB
Aprox. Válida para Kb < 10-4
HA
α=
[OH-] = (1,8x10-5 . 0,15)1/2
X = (Kb.CB)1/2
[OH-] = X
Grado de disociació
disociación (α)
Kb = 1,8x10-5
2
Kb ≈ X
CB
X2
CB - X
ÁCIDOS Y BASES
[OH-] = (K
(Kb.CB)1/2
Ejemplo: NH3 0,15 M
Kb =
[OH-] aumenta con CB y con Kb (y el pH aumenta)
ÁCIDOS Y BASES
pOH
0
X
X 2 + K bX – K b C B = 0
[OH-] = (K
(Kb.CB)1/2
Comparando con HCl 0,30 M pH = - log 0,30 = 0,52
+
Kb = [BH ][OH ]
[B]
BH+ + OH-
[A-]
CHA
A- + H+
α=
[H+]
CHA
Ka
(CHA. Ka)1/2
=
CHA
CHA
1/2
Porcentaje de ionización: α% = α x 100
9A mayor Ka, mayor α
9A mayor C, menor α
Pero [H+] y [A-] aumenta a mayor C.
ÁCIDOS Y BASES
Ejemplo: HAc Ka=
ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipró
polipróticos:
ticos:
1,8x10-5
CHA
[H+]
pH
α%
0,03 M
7,3x10-4
3,13
2,4 %
0,30 M
2,3x10-3
2,64
0,74 %
Poseen más de un H+ ionizable
H2 A
HA- + H+
HA-
A2- + H+
Análogamente, para una base débil:
B + H2O
α=
α=
[BH+]
CB
BH+ + OH[OH-]
α=
CB
(CB. Kb)1/2
CB
=
Kb
CB
1/2
Ka1 > Ka2
+
Ka1= [HA ][H ]
[H2A]
2+
Ka2 = [A ][H ]
[HA-]
H2SO3
Ka1= 1,7x10-2
Ka2= 6,4x10-8
H2SO4
Ka1= →∞
Ka2= 1,2x10-2
H3PO4
Ka1= 7,6x10-3 Ka2= 6,2x10-8
Ka3= 2,1x10-13
¿Cómo se calcula el pH de una solución 0,01 M de H2SO4?
4
ÁCIDOS Y BASES
HA + H2O
a
ÁCIDOS Y BASES
A- + H3O+
b
b
a
Si HA es más fuerte que H3O+, el equilibrio se desplaza
Si HA es más débil que H3O+, el equilibrio se desplaza
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil será su base
conjugada.
Cuanto más fuerte es una base, más débil será su ácido
conjugado.
La reacción se desplaza del miembro más fuerte al más
débil del par ácido-base conjugados.
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Relació
Relación entre Ka y Kb
B + H2O
BH+ + OH-
+
Kb = [BH ][OH ]
[B]
BH+ + H2O
B + H3O+
+
Ka = [B][H3O ]
[BH+]
2H2O
H3O+ + OH-
HA + H2O
Kw = [H3O+][OH-]
+
Ka = [A ][H3O ]
[HA]
Kb = [HA][OH ]
[A]
Kw = [H3O+][OH-]
A- + H3O+
A- + H2O
HA + OH-
2H2O
H3O+ + OH-
Ka x Kb = Kw
- log Ka - logKb = - log Kw
pKa + pKb = pKw
pKa + pKb = 14
a 25ºC !!
Ácido
Ka (25ºC)
HAc
1,8x10-5
Base
Ac-
Kb (25ºC)
5,6x10-10
HF
6,8x10-4
F-
1,5x10-11
NH4+
5,6x10-10
NH3
1,8x10-5
HCO3-
5,6x10-11
CO32-
1,8x10-4
HCN
4,9x10-10
CN-
2,0x10-5
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Propiedades ácidocido-base de las soluciones salinas
Según las propiedades ácido-base de los iones
constituyentes de la sal, el pH de la solución salina será
diferente.
Las sales se comportan como electrolitos fuertes.
NaCl
Na+ + Cl-
CA
C+ + A-
catión de la base
anión del ácido
9Los iones constituyentes de la sal pueden comportarse
como ácidos o como bases.
bases
9Pueden reaccionar con el agua.
agua
9Este tipo de reacciones se denomina Hidró
Hidrólisis.
Al disolver una sal en agua, la solución puede resultar
ácida, básica o neutra.
Para predecir el “resultado” hay que analizar las
propiedades de:
9El ácido del que deriva el anió
anión.
9La base de la que deriva el catió
catión.
Asi, podemos analizar diferentes casos o tipos de
reacciones de hidrólisis
5
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Anió
Anión de un ácido fuerte
Anió
Anión de un ácido dé
débil
HA
A- + H+
HA
El equilibrio está desplazado
A- se comporta como una base frente al agua
A- + H2O
A- + H2O
HA + OH-
La reacción de hidrólisis genera OH- en la solución.
Kh = Constante de hidrólisis
Kh = [HA][OH ]
[A-]
Observar!!! Kh = Kb
Kw
Kh x Ka = Kw Kh =
Ka
Cuanto más débil es el ácido (menor es Ka), la reacción
de hidrólisis ocurre en mayor extensión (mayor es Kh).
A- no se comporta como una base frente al agua
(su fuerza como base es despreciable)
9No ocurre reacción de hidrólisis.
9No se altera la concentración de OH- ni de H+
ÁCIDOS Y BASES
Catió
Catión de una base fuerte
Catió
Catión de una base dé
débil
BH+
B + H2O
+
OH-
B + H2O
El equilibrio está desplazado
BH+ + H2O
B + H3O+
La reacción de hidrólisis genera H+ en la solución
+
Kh = [B][H3O ]
[BH+]
Observar!!! Kh = Ka
Kw
Kh x Kb = Kw Kh =
Kb
Cuanto más débil es la base (menor es Kb), la reacción
de hidrólisis ocurre en mayor extensión (mayor es Kh).
Kh = Constante de hidrólisis
BH+ + H2O
BH+ no se comporta como un ácido frente al agua
(su fuerza como ácido es despreciable)
9No ocurre reacción de hidrólisis.
9No se altera la concentración de OH- ni de H+
ÁCIDOS Y BASES
Hidró
Hidrólisis de distintos tipos de sales
Ejemplo
solució
solución pH ejemplos
base fuerte ácido fuerte neutra
= 7 NaCl, KBr
base débil
< 7 NH4Cl
básica
> 7 NaAc, KF
ácido débil base débil
???
?
BHA
+ H2O
BH+ + H2O
NH4Ac, NH4CN
BH+ + AHA +
OH-
B + H3O+
NH4CN
CN- + H2O
NH4+ + CNHCN + OH-
Ka = 4,9 x 10-10
Kh (Kb) = 2,0 x 10-5
base fuerte ácido débil
A-
B + H3O+
La reacción está completamente desplazada
ÁCIDOS Y BASES
ácido fuerte ácida
BH+ + OH-
La reacción no ocurre
BH+ se comporta como un ácido frente al agua
Anió
Anión de
HA + OH-
La reacción está completamente desplazada
ÁCIDOS Y BASES
Catió
Catión de
A- + H+
La reacción no ocurre
NH4+ + H2O
Kh (CN-) > Kh (NH4+)
Ka (HCN) < Kb(NH3)
?
NH3 + H3O+
Kb = 1,8 x 10-5
Kh (Ka) = 5,6 x 10-10
pH >7, solución básica
¿Cuál será el pH de una solución de NH4NO2?
Ka = 4,5 x 10-4
6
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Cálculos de pH de soluciones salinas (hidró
(hidrólisis)
A- + H2O
HA + OH-
Csal-X
X
Kh = [HA][OH ]
[A-]
X
2
Kh ≈ X
Csal
Kh <<< 1
X = [OH-]
[OH-] ≈ (Kh. Csal)1/2
pH
BH+ + H2O
Kh = Kw
Kb
B + H3O+
Csal-X
Kh =
Kh = Kw
Ka
X
[B][H3O+]
[BH+]
X
[H+] ≈ (Kh. Csal)1/2
pH
Ejercicios
1- Para los siguientes ácidos: HF (6,8x10-6); HClO (3x10-8);
HNO2 (4,5x10-4), considere soluciones 0,01M e indique:
a) ¿Cuál presenta mayor valor de pH?
b) ¿Cuál tiene mayor grado de disociación?
c) ¿Alguna de las soluciones tendrá pH menor o igual a 2?
2- Cuál será el valor de Ka para un ácido, si una solución
0,02M tiene pH = 3,8?
3- Considerando soluciones equimolares de las
siguientes sustancias, ordénelas según pH creciente:
NaOH; HCl; HF; Ca(OH)2; NH4Cl; NaNO2; H2SO4; KF;
NaClO; CaCl2
Relación entre pH, Kh (Ka o Kb) y Csal
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Efecto del ió
ión comú
común
¿qué ocurrirá con una base débil?
Consideremos una solución de un ácido débil
Le Chatelier
HA
A- + H+
Si se agrega una sal soluble, derivada del mismo ácido
(electrolito fuerte)
NaA
El agregado de
A-,
Na+
+
A-
reprime la disociación HA
[H+] disminuye, pH aumenta
La disociación de un electrolito débil se reprime
(disminuye) cuando se agrega un electrolito fuerte que
tiene un ión en común con el electrolito débil.
ÁCIDOS Y BASES
A- + H3O+
− log K a = − log[H3 O+ ] − log
pK a = pH − log
Ka =
[H3O+ ].[ A − ]
[HA ]
[ A− ]
[HA ]
−
[A ]
[HA ]
pH = pK a + log
[ A− ]
[HA ]
BHCl
BH+ + OHCl- + BH+
[OH-] disminuye, pOH aumenta, pH disminuye
Efecto del agregado de una sal con ión comú
común:
Aumenta el pH de una solución de ácido débil
[H+] < (Ka.CHA)1/2
Ej: HAc y NaAc; HF y KF
Disminuye el pH de una solución de base débil
[OH-] < (Kb.CB)1/2
Ej: NH3 y NH4Cl
ÁCIDOS Y BASES
¿Cómo calcular el pH de una solució
solución de un ácido
débil HA y una sal con anió
anión comú
común NaA?
NaA?
HA + H2O
B + H2O
pH = pK a + log
[ A− ]
[HA ]
NaA
Na+ + A-
HA
A- + H+
[A-] = concentración analítica de la sal
[HA] = concentración analítica del ácido
pH = pK a + log
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
[sal]
[ácido]
El pH depende de:
La naturaleza del ácido (Ka)
Las concentraciones de la sal y del ácido en la solución
7
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Soluciones amortiguadoras o buffer
En una solución de una base débil B y una sal con
catión común a la base
B + H2O
+
Kb = [BH ][OH ]
[B]
BH+ + OHpOH = pK b + log
[BH+ ]
[B]
9Contiene un par ácido-base conjugado (débiles)
9Amortiguan la acción del agregado de ácidos o bases
a la solución.
9La variación de pH es pequeña.
pH = pK a + log
pOH = pK b + log
[sal]
[base]
[ A− ]
[HA ]
¿Cuál será el pH de una solución de HAc 0,30M y NaAc
0,30M?
Recordar que el pH de una solucíon de HAc 0,30M es 2,64
El pH de una solución buffer se regula con:
9La naturaleza del ácido (Ka).
9Las concentraciones relativas de la sal y del ácido en la
solución.
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
¿Cómo funciona una solución amortiguadora?
pH = pK a + log
Base agregada
[ A− ]
[HA ]
Buffer12.swf
OH-
H+
HA
HA
[A-] > [HA]
pH < pKa
pH = pKa
pH > pKa
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Para el caso de un buffer de base débil
OH-
0,1 mol HA
A-
0,5
0,3
0,4
0,4
pH = 5 + log (0,3/0,5) pH = pKa
pH = 4,78
pH = 5
H+
0,1 mol
H2O
pH = 7
0,1 mol HA
0,1 mol
B + H2O
BH+ + OH-
BHCl
BH+ + Cl-
pOH = pK b + log
A-
0,3
0,5
pH = 5 + log (0,5/0,3)
pH = 5,22
OH-
A-
[A-] = [HA]
Ejemplo: Ka = 10-5
H+
pH = 1
A-
[A-] < [HA]
CHA = CNaA = 0,4M
A-
HA
Varía la relación [A-]/[HA] que “amortigua” la variación
de pH.
Ácido agregado
HA
A-
pH = 13
Agregado de H+:
B + H+
[BH+] aumenta y [B] disminuye
Agregado de OH-:
[BH+]
BH+ + OH-
disminuye y [B] aumenta
[BH+ ]
[B]
BH+
pOH aumenta, pH dism
B + H2O
pOH dism. , pH aumenta
8
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Características importantes de una disolución buffer
Un buffer funciona sólo si las dos especies del par ácidobase conjugados están presentes.
Rango de amortiguación: intervalo de pH en el que
funciona amortiguando los cambios de pH.
[ A− ]
pH = pK a + log
[HA ]
[ A − ] 10
=
,
[HA ] 1
pH = pKa + 1
[ A− ]
1
=
,
[HA ] 10
pH = pKa - 1
pH = pKa ± 1
Capacidad amortiguadora: cantidad máxima (en moles)
de ácido o base que pueden agregarse a una solución
buffer sin que pierda su función.
Depende de:
1) Las concentraciones de ácido y sal o base y sal.
A mayor concentraciones totales, tolerará mayor cantidad
de ácido o base sin agotarse → mayor capacidad.
2) La relación de concentraciones ácido/sal o base/sal.
[ A − ] 10
=
, Regula mejor el agregado de H+: A- + H+
[HA ] 1
HA
−
El intervalo de pH depende de la naturaleza del ácido (Ka)
[A ]
1
=
, Regula mejor el agregado de OH-: HA + OH[HA ] 10
ÁCIDOS Y BASES
A- + H2O
ÁCIDOS Y BASES
La capacidad de un buffer es máxima a pH = pKa
Preparación de soluciones buffer
9Ácido débil + sal: HAc + NaAc, HF + KF
Capacidad Buffer
9Base débil + sal:
NH3 + NH4Cl
9Ácido débil + base fuerte (en defecto)
HAc + NaOH
NaAc + H2O
9Base débil + ácido fuerte (defecto)
NH3 + HCl
mayor capacidad
para el agregado
de OH-
mayor capacidad
para el agregado
de H+
Agregado de
H+
9Sal de un ácido débil + ácido fuerte (en defecto)
NaAc + HCl
HAc + Na+ + Cl9Sal de una base débil + base fuerte (en defecto)
NH4Cl + NaOH
Agregado de OH-
ÁCIDOS Y BASES
H2CO3
HCO3- + H+
pKa1= 6,37
Ka1 = 4,3 x 10-7
HCO3-
CO32- + H+
ácido
base
pKa2= 10,25
Ka2 = 5,6 x 10-11
base
H2CO3 + OH-
Al disolver Na2CO3 en agua
CO32- + H2O
Teorí
Teoría ácidocido-base de Lewis
Para captar el H+ de un ácido de B-L, la base debe tener
un par de electrones libres
H+ + : NH3
[H-NH3]+
Ácido de Lewis:
Lewis aceptor de un par de electrones
Base de Lewis:
Lewis donador de un par de electrones
Al disolver NaHCO3 en agua
HCO3- + H2O
NH3 + H20 + Na+ + Cl-
ÁCIDOS Y BASES
Ácidos polipró
polipróticos y sus sales
ácido
NH4Cl
HCO3- + OH-
Definición más amplia que Brønsted y Lowry
En el caso particular en que la base de Lewis dona el
par de electrones a un H+ → base de B-L
En el caso particular en que el ácido de Lewis acepta
el par de electrones sobre un H+ → ácido de B-L
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ÁCIDOS Y BASES
Base:
Ácido:
ÁCIDOS Y BASES
Arrhenius →Brønsted y Lowry →Lewis
Arrhenius →Brønsted y Lowry →Lewis
complejación
Iones metálicos + agua
base
ácido
La inversa no se cumple!
Ácidos de Lewis:
Lewis Especies con déficit electrónico
9Octeto incompleto
BF3
9Cationes metálicos
Cu2+
9Enlaces múltiples
CO2
Bases de Lewis:
9Moléculas con pares de electrones libres NH3, H2O
9Aniones OH-, S2-, Cl-
H
Mn+
O
Mn+ O
H
H
O
Mn+ O
H
H
H
(n-1)+
H
+ H3O+
Ejemplo:
[Fe(H2O)5OH]2+ + H+
[Fe(H2O)6]3+
Las soluciones son ácidas (pH<7)
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS Y BASES
Propiedades ácido-base y estructura
electrones
Catión
metálico
hidrólisis
Consideremos un compuesto de fórmula XOH
Átomo de
H ácido
Puede ser un ácido:
XOH
XO- + H+
Puede ser una base:
XOH
X+ + OH-
El comportamiento está determinado por las
propiedades de X
eX = metal
X-O-H
X+ + OH-
base
eX = no-metal
X-O-H
ÁCIDOS Y BASES
1- Fuerza del enlace H-X
Solapamiento de orbitales: 1s (de H) y np (de X)
A mayor n, el solapamiento es menos eficiente
A mayor n, menor fuerza de enlace y mayor la fuerza ácida
H2O < H2S < H2Se
2- electronegatividad de X
A mayor electronegatividad, mayor polaridad de enlace.
Mayor tendencia a perder el H como H+.
Factor que define cuando los X son del mismo período.
F. Ácida:
H2S < HCl
H2O < HF
ácido
ÁCIDOS Y BASES
Factores que determinan la fuerza de un ácido
A- Hidrácidos
H-X H+ + X-
F. Ácida: HF < HCl< HBr < HI
Es el factor dominante
XO- + H+
B- Oxácidos Se caracterizan por tener enlaces del tipo
X–O–H y X=O
Por diferencia de EN los enlaces se polarizan:
O=X–O–H
Efecto inductivo
O = X – O - + H+
Resonancia
A mayor Nº
Nº de oxí
oxígenos nono-protonados,
protonados, mayor F. ácida
9Es más importante el efecto inductivo de polarización
del enlace O-H terminal.
9El oxoanión resultante posee mayor número de
estructuras contribuyentes al híbrido de resonancia.
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ÁCIDOS Y BASES
Reglas de Pauling
ÁCIDOS Y BASES
Oxoaniones de ácidos polipró
polipróticos
Predicción de la fuerza ácida relativa (FAR) de oxácidos
Para determinar el número de oxígenos no protonados:
1- Dibujar la estructura de Lewis.
2- Determinar el Nº de átomos de O que rodean a X (m).
3- Determinar el Nº de H unidos a O (n).
4- Determinar el Nº de O no-protonados (m-n).
FAR
3
2
1
0
Ka
108
103
10-2
10-7
fuerza ácida
Muy fuerte
Fuerte
Débil
Muy débil
ejemplos
HClO4
HNO3, H2SO4
H3PO4, HNO2
H3BO3
Sabemos que Ka1 > Ka2 > Ka3
Por lo tanto, la FAR de un oxoanión protonado debe
ser menor que la del ácido del que proviene.
FAR (anión) = FAR (ácido) – │carga del oxoanión │
FAR (anión) = FAR (ácido) + carga del oxoanión
Con su signo!!
Ejemplo:
FAR (H2SO4) = 2
FAR (HSO4-) = 2-1 = 1
¿Cuál será la FAR del fosfato diácido, del fosfato
monoácido y del ácido fosforoso?
ÁCIDOS Y BASES
Comparació
Comparación de ácidos de igual FAR
Ejemplo:
FAR (H2SO4) = FAR (H2SeO4) = 2
E.N. (S) > E.N. (Se)
O=X–O–H
A mayor EN de X, mayor fuerza ácida
9La acidez de los oxácidos disminuye al bajar en el
grupo del no-metal central.
9La acidez de los hidrácidos aumenta al bajar en el
grupo del no-metal.
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