Equilibrios iónicos 1

12/10/2011
Ácidos y bases de Arrhenius
ácido: sustancia capaz de ceder iones H+.
HCl ⇔ H+ + ClHAc ⇔ H+ + Ac-
EQUILIBRIOS IÓNICOS
HAc: CH3-COOH
Ac-: CH3-COO-
base (o álcali): sustancia capaz de ceder HO-.
NaOH ⇔ Na+ + HOMg(OH)2 ⇔ Mg+2 + 2 HO-
Limitaciones de la teoría de Arrhenius:
ácido + base Æ sal + agua
1- No todas las sustancias que se comportan como
base tienen grupos OH-
HCl + NaOH Æ NaCl + H2O
HCl + NH3 ⇔ NH4+ + ClH+
+
Cl-
+
Na+
+
HO-
Æ H2O +
Cl-
+
Na+
Se propone:
H+
+
HO-
Æ H2O
NH3 + H2O ⇔ NH4OH
NH4OH ⇔ NH4+ + HO-
2- No tiene en cuenta el solvente: un ácido será ácido
en cualquier solvente.
HCl es ácido en agua, pero no se disocia en benceno
4- Un protón desnudo (H+) no existe por mucho
tiempo en agua.
Ión hidronio
3- Las soluciones de sales no deberían tener
propiedades ni ácidas ni básicas.
Las soluciones de NH4Cl son levemente ácidas
Protón hidratado
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Ácidos y bases de Brönsted - Lowry
H+ + H2O ⇔ H3O+
ácido: especie con tendencia a ceder o donar iones H+.
base: especie con tendencia a aceptar iones H+.
HCl + H2O ⇔ H3O+ + Cl-
Reacción ácido-base: reacción de transferencia
de un H+
Para abreviar se escribe H+ en vez de H3O+
ácido: sustancia de la que puede extraerse un ión H+.
base: sustancia que puede extraer un ión H+ de un
ácido.
NH3 + H2O ⇔
NH4+ +
HOPar conjugado 2
HCl + H2O ⇔
ácido
base
H3O+
+
ClHCl
+
ácido 1 +
Par ácido- base conjugados:
HCl y
Cl-
H2O
⇔ H3O+ +
base 2
ácido 2 +
Clbase 1
Par conjugado 1
H3O+
y H2O
El agua como base
Par conjugado 2
CO3= +
base 1 +
Ácido
Ácido
H2O
⇔
ácido 2 ⇔
HCO3- + HOácido 1 + base 2
Par conjugado 1
Par ácido-base conjugado
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El agua como ácido
Limitaciones de la teoría de Bronsted-Lowry
Funciona bien en solventes tales como H2O, NH3,
HAc, pero no puede explicar el comportamiento
ácido-base en solventes apróticos tales como
benceno (C6H6) y dioxano (C4H8O2) .
Ácido
Ácido
Par ácido-base conjugado
Agua: sustancia anfótera
Ácidos y bases de Lewis
Para que una sustancia sea aceptora de H+, (base
de Bronsted- Lowry) debe tener un par de electrones
libres q
que le p
permita formar un enlace con el p
protón,
por ejemplo, el NH3
ácido: sustancia capaz de aceptar un par de electrones
base: sustancia capaz de ceder un par de electrones
Ácido de Lewis
Base de Lewis
Aducto ácido-base
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No es necesario involucrar iones H+.
No es necesario involucrar al solvente.
Una base puede ceder un par de electrones a otra
especie diferente del H+, de modo que esta definición
aumenta considerablemente el número de especies
que pueden considerarse ácidos.
Concentración antes
de la disociación
Fuerza de ácidos y bases.
Electrolitos fuertes: se consideran totalmente
disociados en solución acuosa.
Concentraciones de equilibrio
después de la disociación
Ácido fuerte
disociado
Electrolitos débiles: se disocian parcialmente
en solución acuosa
Ácido débil
Parcialmente
disociado
fuertes
ácidos
y bases
débiles
Ácido muy débil
disociado
Ejemplos:
Ácidos fuertes
HCl
HNO3
H2SO4
HBr
HI
HClO4
Bases fuertes
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
*Ca(OH)2
*Sr(OH)2
*Ba(OH)2
Ácidos débiles
HF
HNO2
HCN
HAc*
HClO
Bases débiles
NH3
NH2OH (metilamina)
C5H5N (piridina)
* CH3COOH
*Totalmente disociadas en soluciones de concentraciónes ≤ 0,01 M
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La disociación de los electrolitos débiles aumenta
con la dilución
La acidez es una tendencia relativa. Su fuerza se mide
a través de su tendencia a ceder un protón a la misma
base: H2O.
Porcentaje de ion
nización
HA + H2O ⇔ H3O+ + A-
Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base
conjugada.
Concentración de ácido (M)
Ácido
más
fuerte
Ácido
más
débil
Bases muy débiles.
Tendencia despreciable a ser protonadas en solución
acuosa.
Ácidos fuertes.
100 % disociados
en solución
acuosa.
Ácidos débiles.
En solución existen
como una mezcla de
HA, A- y H3O+.
Bases débiles.
débiles
Tendencia moderada a ser protonadas en solución
acuosa.
Ácidos muy débiles.
Tendencia a disociarse despreciable.
Bases fuertes.
100 % protonadas
en solución acuosa.
Base
más
débil
HA + H2O ⇔ H3O+ + A-
K ´a =
[H O ][A ]
+
−
Ka =
3
[AH][H 2 O]
[H O ][A ]
+
−
3
[AH]
Base
más
fuerte
Autoionización del agua.
NH3 + H2O ⇔ NH4+ + HO-
Kb =
H2O +
H2O
ácido 1 +
base 2
[NH ][HO ]
+
H3O+
+
HO-
ácido 2
+
base 1
−
4
[NH 3 ]
⇔
⇔
[
][
]
K w = H 3O + HO − = 10 −14
[H O ] = [HO ] = 10
+
−
−7
3
Kw: constante del producto iónico del agua
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Relación entre Ka y Kb de pares conjugados.
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+
NH3 + H2O ⇔ NH4+ + HO2 H2O ⇔ H3O+ + HO-
Ka =
[ NH3 ][ H3O + ]
[ NH+4 ]
Kb =
[ NH4+ ][ HO − ]
[ NH3 ]
Kw = [H3O+][HO-]
Kw = Ka Kb
La escala de pH.
pH = - log [H+]
pOH = - log [HO-]
pK w = pH + pOH = 14
pH = pOH = 7
Conce
entración
Tipo de solución
Solución
ácida
Solución
neutra
[H+]
[OH-]
pH
pOH
ácida
>
10-7
<7
>7
neutra
= 10-7 = 10-7
=7
=7
básica
< 10-7 > 10-7
>7
<7
10-7
<
Solución
básica
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Fuerza del ácido
creciente
Ácido cloroso
[H+]
básica
neutra
ácida
.
.
10-10
.
.
10-7
.
.
10-4
.
.
pH
.
.
10
.
.
7
.
.
4
.
.
[OH-]
.
.
10-4
.
.
10-7
.
.
10-10
.
.
pOH
.
.
4
.
.
7
.
.
10
.
.
Ácido acético
Ácido
hipocloroso
Amoníaco
Metilamina
Urea
Fuerza de la base
creciente
pKa + pKb = pKw
Ejemplos:
Calcular el pH de 100 ml de una solución 0,1 M de HCl
Calcular el pH de 150 ml de una solución de H2SO4 0,02 M
pH de 120 ml de una solución de NaOH 0,1 M
Calcular el p
Calcular el pH de una solución de HNO2 0,01 M (Ka=4,5x10-4)
Calcular el pH de una solución de NH3 0,02 M (Kb=1,8x10-5)
Ácidos polipróticos
H2SO4, H3PO4, H2CO3
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Justificación de las propiedades ácido-base
Grupo
5A
6A
PeríodoSin propiedades Base débil
2 ácido - base
Período
Sin propiedades
Base débil
3
ácido - base
7A
Ácido débil
Ácido débil Ácido fuerte
Aumento de la fuerzza ácida
4A
Aumento de la fuerza ácida
Aumento de la fuerza básica
a
Hidrácidos
Aumento de la fuerza básica
Aumenta la fuerza del ácido HA
Aumenta la fuerza d
del ácido HA
Disminuye la fuerza de
el enlace H-A
Aumenta la electronegatividad de A
Fuerza del ácido
Fuerza del enlace H-A (kJ/mol)
Fuerza del ácido
Electronegatividad de A
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Oxoácidos
Fuerza del ácido
Cuanto más polar o más débil es el enlace H-A,
más fuerte es el ácido.
Cte de disociación, Ka.
Electronegatividad
Electronegatividad de Y
Fuerza del ácido
Hipocloroso
Cloroso
Clórico
Perclórico
Nombre del ácido
Ácido fuerte
Ácido fuerte
Aumento de la fuerza ácida
Hipocloroso
Cloroso
Clórico
Perclórico
Muy grande
Cte de disociación
Ka
N° de oxidación
del Cl.
Número de oxidación del Cl
Cuanto mayor es el número de átomos de
oxígeno, y más electronegativos son los
átomos presentes en una molécula, más
fuerte es el ácido.
1- Cuanto más polar es el enlace H-A, más fuerte
es el ácido.
Este efecto es dominante para ácidos del mismo
período
Ácidos
binarios
2- Cuanto más débil es el enlace H-A, más fuerte
es el ácido.
Este efecto es dominante para ácidos del mismo
grupo
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1- Cuanto mayor es el número de átomos de O
unidos al átomo central (mayor n° de oxidación),
más fuerte es el ácido.
Oxoácidos
2- Para el mismo número de átomos de O unidos
al átomo central, cuanto mayor es la electronegatividad del átomo central, más fuerte es el
ácido.
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