Sesión 4. Equilibrio ácido-base

Curso 0 de Química
Unidad 4
Equilibrio Ácido-Base
4. Equilibrio Ácido-Base
TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY
ÁCIDO: Sustancia capaz de donar un protón.
BASE: Sustancia capaz de aceptar un protón.
Ácido 1
Base 2
CH3COOH (ac) + H2O (l)
Donor de
protones
Aceptor de
protones
Ácido 2

Base 1
H3O+ (ac) +
Donor de
protones
Aceptor de
protones
H+
H+
Par Conjugado Ácido-Base
CH3COO- (ac)
Transferencia de Protón
4. Equilibrio Ácido-Base
CARÁCTER ANFÓTERO
H 2O(l )  H 2O(l )  OH  ( ac )  H 3O  ( ac )
Ácido 1
Base 2
Base 1
Producto iónico de agua:

Ácido 2

K w  H 3O   OH 
A 25ºC:
H O   10

7
3
OH   10

7
M
K W  10
M
H O   OH 
H O   10
H O   OH 
H O   10
H O   OH 
H O   10


3


3

3


7
3

7
3

3
7
14


pH   log H 3O 

pOH   log OH



pH  pOH  14
pH  7
Disolución NEUTRA
pH  7
Disolución ÁCIDA
pH  7
Disolución BÁSICA
4. Equilibrio Ácido-Base
Constante de Ionización de un Ácido
CH3COOH + H2O  CH3COOÁcido
Base
+
Base
Conjugada
H3 O +
Ácido
Conjugado
[CH3COO ]·[H3O  ]
K a  K c [H2O] 
[CH3COOH]
pK a   log K a
Constante de Ionización de una Base
NH3
Base
+
H2 O
Ácido

NH4+
Ácido
Conjugado
[NH4 ]·[OH ]
K b  K c [H2O] 
[NH3 ]
+
OHBase
Conjugada
pK b   log K b
4. Equilibrio Ácido-Base
Ácidos fuertes
Ácidos débiles
Base conjugada
HClO4 (ácido perclórico)
ClO4- (ión perclorato)
HI (ácido yodhídrico)
I- (ión ioduro)
HBr (ácido bromhídrico)
Br- (ión bromuro)
HCl (ácido clorhídrico)
Cl- (ión cloruro)
H2SO4 (ácido sulfúrico)
HSO4- (ión hidrógeno sulfato)
HNO3 (ácido nítrico)
H3O+ (ión hidronio)
NO3- (ión nitrato)
H2O (agua)
HSO4- (ión hidrógeno sulfato)
SO42- (ión sulfato)
HF (ácido fluorhídrico)
F- (ión fluoruro)
HNO2 (ácido nitroso)
NO2- (ión nitrito)
HCOOH (ácido fórmico)
HCOO- (ión formiato)
CH3COOH (ácido acético)
CH3COO- (ión acetato)
NH4+ (ión amonio)
NH3 (amoniaco)
HCN (ácido cianhídrico)
CN- (ión cianuro)
H2O (agua)
OH- (ión hidróxido)
NH3 (amoniaco)
NH2- (ión amidruro)
Aumento de la fuerza básica
Aumento de la fuerza ácida
Ácido
4. Equilibrio Ácido-Base
DISOLUCIÓN REGULADORA O TAMPÓN
Mezcla de un ácido débil o una base débil y su sal conjugada
La disolución no cambia el pH aún cuando se añada una pequeña cantidad
de ácido o base fuerte
Tampón Ácido
CH 3COOH  H 2O  CH 3COO   H 3O 
CH 3COONa 
 CH 3COO   Na 
Mezcla de cantidades molares
semejantes
Añadir ácido
CH3COO-(ac) + H3O+ (ac) → CH3COOH
(ac)
+ H2O
Añadir base
CH3COOH
+ OH- (ac) → CH3COO-
(ac)
+ H2O
(ac)