Teoría ácidos y bases

EQUILIBRIO IONICO
Cátedra de Química General e Inorgánica - Año 2016
Equilibrio iónico: electrolitos
Los electrolitos son
sustancias que
forman iones cuando
se disuelven en agua
u otros disolventes,
y en consecuencia
producen
disoluciones que
conducen la
electricidad.
Los electrolitos
fuertes se ionizan
prácticamente por
completo, mientras
que los electrolitos
débiles se ionizan
sólo en parte.
Ejemplos de
electrolitos son
los ácidos,
bases y sales.
ÁCIDOS
BASES
PROPIEDADES
Ácidos
Tienen sabor agrio
Bases
Tienen sabor amargo
Cambian el color de
muchos indicadores
(vuelven rojo el
tornasol azul)
Cambian el color de
muchos indicadores
(vuelven azul el
tornasol rojo)
Reaccionan con
(neutralizan) óxidos e
hidróxidos metálicos
formando sales y agua
Reaccionan con
(neutralizan) los ácidos
para formar sales y
agua
Sus disoluciones
acuosas conducen la
corriente eléctrica
Sus disoluciones
acuosas conducen la
corriente eléctrica
Atacan metales
Son untuosas al tacto
TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES
Cátedra de Química General e Inorgánica - Año 2016
TEORÍA DE ARRHENIUS (1884)
ácido
• es una sustancia que libera H+ en
disolución acuosa
• HA(aq) → H+(aq) + A-(aq)
base
• es una sustancia que en solución acuosa
libera iones OH• BOH (aq) → B+(aq) + OH-(aq)
neutralización
• combinación de cationes H+ (de un ácido)
con los aniones OH- (de la base) para
formar agua
• H+(aq) + OH- (aq)→ H2O (l)
TEORÍA DE BRÖNSTED –
LOWRY (1923)
TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1923)
Ácido
• especie química capaz de
ceder protones (H+)
Base
• especie química capaz de
aceptar protones (H+)
Par
conjugado
ácido-base
• dos especies que difieren
en un protón
• Ej: HCl+H20 ⇌ Cl- + H3O+
REACCIONES ÁCIDO - BASE
En una reacción ácido – base se transfiere
un protón de un ácido a una base.
HCl + NH3 ⇌ Cl- + NH4+
ÁCIDO
A1
1
+
BASE
B2
2
⇌
BASE
B1
1
+
ÁCIDO
A2
2
REACCIONES ÁCIDO - BASE
+ H2O → Cl- + H3O+
HCl
ÁCIDO
1
+
BASE
2
⇌
BASE
1
+
ÁCIDO
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OHBASE
1
+ ÁCIDO
2
⇌ ÁCIDO
1
+ BASE
2
2
ANFOTERISMO - ANFIPROTISMO
:
:
Especie
anfótera
Especies
anfipróticas
• es aquella que puede
reaccionar ya sea como un
ácido o como una base.
Muchos metales (Zn, Sn, Pb y
Al) y la mayoría de sus óxidos
o hidróxidos también son
anfóteros.
• pueden ganar o perder
protones (H+). Ej: el agua,
amoníaco, aminoácidos,
proteínas, etc.
• Como pueden ganar o perder
un protón, y de esta manera
actuar como un ácido o una
base de Bronsted-Lowry, son
anfóteras.
ESPECIES ANFIPRÓTICAS
• Autoionización del agua
H2O
+ H2O ⇌ OH- + H3O+
• Autoionización del amoníaco
NH3
+ NH3 ⇌ NH2- + NH4+
SUSTANCIAS ANFÓTERAS
Zn(OH)2 (OH2)2 + OH- = [Zn(OH)3 (OH2)]- + H2O
[Zn(OH)3 (OH2)]- + OH- = [Zn(OH)4]2- + H2O
Zn(OH)2 (OH2)2 + H3O+ = [Zn(OH) (OH2)3]+ + H2O
[Zn(OH) (OH2)3]+ + H3O+ = [Zn(OH2)4]2+ + H2O
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
ácidos
bases
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS
BASES
fuerte: Disociado en
una gran extensión en
solución
fuerte: Disociada en
una gran extensión en
solución
HCl + H2O → Cl- + H3O+
NaOH → Na+ + OH-
débil: parcialmente
disociado en solución
débil: parcialmente
disociada en solución
HF + H2O ⇌ F- + H3O+
NH3 + H2O ⇌ NH4++ OH-
TABLA DE BRÖNSTED
ÁCIDO
HClO4
HI
HBr
HCl
H2SO4
HNO3
H3O+
BASE CONJUGADA
ClO4IBrClHSO4NO3H2O
HNO2
CH3COOH
HClO
NH4+
NO2CH3COOClONH3
H2O
NH3
OHNH2-
OH-
O2-
Aumento de la fuerza básica
Aumento de la fuerza ácida
(FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES)
EQUILIBRIOS DE
DISOCIACIÓN
+
-
EQUILIBRIOS DE DISOCIACIÓN
Equilibrios de disociación: son equilibrios que se establecen
entre una especie química y sus iones componentes, en
solución acuosa:
BA(aq)
Bm+(aq) + Am-(aq)
Sólo se puede hablar de equilibrio de disociación cuando se
trata de electrolitos débiles.
Si se establece un equilibrio, aplicamos la Ley del Equilibrio
Químico y se establece una expresión de constante de equilibrio
Para ácidos débiles: Ka
Para bases débiles: Kb
EQUILIBRIOS DE DISOCIACIÓN EN
ÁCIDOS y BASES DÉBILES
Los ácidos y bases débiles se ionizan muy
poco en solución acuosa
HA (aq)
⇌ A- (aq) + H+ (aq)
[
H ] [A ]
Ka =
+
-
[HA ]
BOH (aq)
⇌ B+ (aq) + OH- (aq)
[
OH ] [B ]
Kb =
−
[BOH]
+
pK
1
pK = − log K = log
K
A mayor valor de K, menor valor de pK
Ej.
K = 1. 10-8
pK = 8
K = 1. 10-5
pK = 5
K = 1. 10-2
pK = 2
Fuerza ácida y valores de Ka
Ácido
Ka
pKa
HClO
3,5. 10
-8
7,45
HCN
4,0. 10
-10
9,39
HNO2
4,5. 10
-4
3,35
HCN < HClO < HNO2
Fuerza ácida creciente
Fuerza básica y valores de Kb
Base
Kb
pKb
NH3 (amoníaco)
1,8. 10-5
4,74
(CH3)2NH
(dimetilamina)
7,4. 10-4
3,13
C6H5NH2
4,2. 10-10
9,38
(anilina)
anilina < amoníaco < dimetilamina
Fuerza básica creciente
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
La ionización de un ácido poliprótico se
produce en etapas
H3PO4 (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + H2PO4- (aq)
Ka1 = 7,5. 10
-3
H2PO4- (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + HPO4 2- (aq)
Ka2= 6,2. 10-8
HPO42- (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + PO43- (aq)
Ka3 =3,6. 10-13
Cátedra de Química General e Inorgánica
Año 2016
Resumiendo
Electrolitos
Teoría de Arrhenius
Teoría Brônsted-Lowry
(ácidos / bases)
Grado de
disociación (α)
Fuertes y Débiles
equilibrio de disociación
Ley del Equilibrio Químico
Ka
;
Kb
PR0DUCT0 IÓNICO DEL AGUA
SEGÚN BRÔNSTED-LOWRY:
H2O(l) + H2O(l)
H30+(aq) + OH-(aq)
SEGÚN ARRHENIUS:
H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq)
Si se establece un equilibrio de disociación, se puede aplicar
la ley del equilibrio químico y escribir una expresión de
constante de equilibrio:
Kdis = [H+]eq . [OH-]eq
/ [H2O]eq
Kdis = 1,8.10-16 mol/L a 25 ªC
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
H2O
Kdis = [H+]eq . [OH-]eq
/ [H2O]eq
≅
eq
H2O
0
Para un litro de agua:
Kdis x
H2O
0
=
[H+]eq . [OH-]eq
H2O
0
1,8.10-16 mol/L x 55,6 mol/l = [H+]eq . [OH-]eq
Kw = 1.10-14 = [ H+] (eq). [OH-]
(eq)
= 55,6 mol/l a 25 ªC
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
El producto de la concentración de los cationes hidrógeno
por la concentración de los aniones hidróxido es igual a
1.10-14 (mol/L)2, se cumple en cualquier solución acuosa
Kw = 1.10-14 (mol/L)2 = [ H+] (eq). [OH-]
(eq)
Conocido el valor de Kw, se puede calcular el valor de las
concentraciones iónicas.
En este caso del agua pura:
Kw = 1.10-14
H+
= [ H+]2 (eq)
= OH-
+
−14
[H ] = 10
−7
= 10
SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS
Y NEUTRAS
Por lo tanto, cuando:
H+
= OH- ⇒ SOLUCIÓN NEUTRA
H+
> OH-
H+
<
⇒ SOLUCIÓN ÁCIDA
OH- ⇒ SOLUCIÓN BÁSICA
SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS
Y NEUTRAS
SOLUCIÓN NEUTRA
H+
= 1.10-7 mol/L
-7
OH- = 1.10 mol/L
SOLUCIÓN ÁCIDA
[H+]
> 1.10-7 mol/L
[OH- ] < 1.10-7 mol/L
SOLUCIÓN BÁSICA
H+
OH-
< 1.10-7 mol/L
> 1.10-7 mol/L
ESCALA DE pH
Sorensen define la escala de pH
pH = log 1/[H+] = - log [H+]
[H+] = 1.10-7 ⇒ pH = 7
[H+] > 1.10-7 ⇒ pH < 7
[H+] < 1.10-7 ⇒ pH >7
ESCALA DE pH
0
7
1
[H+]
14
1.10-14
De: pH = - log [H+] ⇒ [H+] = 10-pH
pOH
En soluciones básicas se puede determinar
concentración molar de los aniones hidróxido.
De manera semejante se mide entonces el pOH:
pOH = log 1/[OH-] = - log [OH-]
De: pOH = - log [OH-] ⇒ [OH-] = 10-pOH
A partir de la expresión de Kw:
Kw = 1.10-14
= [ H+] (eq). [OH-]
(eq)
invirtiendo y tomando log se llega a:
14 = pH + pOH
la
ESCALA DE pH
DETERMINACIÓN DEL pH
DETERMINACIÓN DEL pH
Papel indicador universal
Papel indicador
pHmetro
Soluciones de
indicadores