Transcript Parte 2. Equilibrios Químicos (Clase 3)

CLASE 3
EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE (Bronsted-Lowry)
Finales del siglo XIX : ARRHENIUS
“1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base la que cede iones OH-”
1923 BRÖNSTED-LOWRY
“1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base es la que acepta iones H+
PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE
Es una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases que se define
como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado.
•Base Conjugada de un ácido de Brönsted: especie que resulta cuando el ácido
pierde 1 protón.
•Ácido Conjugado de una base de Brönsted: resulta de la adición de 1 protón a
una base de Brönsted.
NH3 (ac) + H2O (l)  NH4+(ac) + OH- (ac)
NH3 es una base de Brönsted-Lowry que al reaccionar con agua
acepta 1 protón, produciéndose un Ion amonio y un hidróxido
NH3 es la base y su ácido conjugado es el NH4+(dona 1 protón en rxn inversa)
H2O es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el OH-
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
El ácido acético CH3COOH cede 1 protón al agua, produciéndose un
Ion acetato y un ion hidronio
CH3COOH es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el ion acetato
H2O es la base y su ácido conjugado es el Ion H3O+(dona 1 protón en rxn inversa)
Ejercicios:
identifique los pares conjugados ácido-base
NH3 (ac) + HF (ac)  NH4+(ac) + F- (ac)
CN- + H2O  HCN + OH-
PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA Y CONCEPTO DE pH
El agua es un disolvente por excelencia. Esto se debe a que el agua puede actuar
como ácido o como base. El agua se comporta como una base en rxns con ácidos
como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como el NH3.
La capacidad dual del agua es la que permite que se de un proceso conocido
como autoionización, que es una rxn de las moléculas de agua con ellas
mismas:
H2O + H2O  OH- + H3O+
Pares conjugados ácido-base: 1) H2O (ácido) y OH- (base), y 2) H3O+ (ácido) y H2O (base)
Es común escribir el equilibrio anterior simplemente como:
H2O  OH- + H+
Y su constante de equilibrio se escribe:
Keq = [H+][OH-]
[H2O]
Como la fracción de moléculas de agua que producen iones H+ y OH- es muy pequeña,
significa que casi toda el agua presente permanece como moléculas de agua y esto
permite suponer que la [H2O] NO cambia, por lo que suponemos que es una constante.
Kw= Keq [H2O] = [H+][OH-]
El valor de Kw a 25°C se determina experimentalmente y es 1x10-14(mol/L)2
Kw= [H+][OH-] = 1x10-14
Y como cada ion H+ que se produce se forma necesariamente un ion OH-, sus
concentraciones son idénticas
[H+]=[OH-] = 1x10-7
Esta concentración de iones es para el agua neutra y pura.
Disolución ácida [H+]>[OH-]
Disolución Básica [H+]<[OH-]
Como el valor de Kw es cte. Es posible conocer la [OH-] para una [H+] dada y viceversa.
Por ejemplo: la [OH-] = 1x10-5 mol/L
[H+][OH-] = 1x10-14
[H+][1x10-5] = 1x10-14
[H+] = 1x10-9 mol/L
Ejercicio: La concentración de iones OH- en cierta disolución limpiadora para el hogar a
base de amoniaco es de 0.0025M. Calcule la concentración de iones H+.
•Debido a que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas
suelen ser cantidades muy pequeñas, es difícil trabajar con ellas.
•Soren Sorensen propuso en 1909 una medida más práctica denominada
pH.
•El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración
del ion hidrógeno en mol/L.
pH = -log [H+] o pH= -log [H3O+]
[H+] = 1x10-9 mol/L
pH = -log (1x10-9)
pH=-(-9)
pH = 9
Disoluciones ÁCIDAS: [H+] > 1x10-7M, pH<7.00
Disoluciones BÁSICAS: [H+] < 1x10-7M, pH>7.00
Disoluciones NEUTRAS: [H+] = 1x10-7M, pH=7.00
Para calcular la concentración del ion H+
a partir del pH se necesita
[H+] = 10-pH
Con el logaritmo negativo de la [OH-] de una disolución se obtiene una escala de pOH,
analoga a la de pH:
-
pOH = -log [OH ]
Si se nos pide calcular la concentración del ion OH-, con el valor de pOH podemos
hacerlo:
-pOH
[OH ] = 10
El pOH se puede relacionar con el pH a través de Kw
Kw= [H+][OH-]= 1x10-14
Aplicando el logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos
(-log[H+] + log [OH-]) = -log (1x10-14)
-log[H+] - log [OH-] = 14
A partir de las definiciones del pH y del pOH, obtenemos
pH + pOH = 14
Ejercicios en Pizarron.
ACTIVIDAD (QU= 575-577)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Cual es el pH de una disolución [H+]= 0.025M
Cual es la [H+] de una disolución pH=5.3?
Tenemos una [H+]= 0.0016M. Calcular el pH y [OH-]
Cual es la molaridad de [H+] en una disolución pH=2.3? Y cual es el valor de pOH?
Cual es la molaridad de [OH-] en una disolución de pH=9.4?
El HNO3 se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, etc. Calcular el pH de
una disolución de HNO3, si [H+]= 0.76M
7. El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33, calcular [H+].
8. La concentración de [OH-] de una muestra de sangre es de 2.5x10-7 M, cual es el pH?
CONSTANTES DE EQUILIBRIO Ka y Kb
El pH para diferentes ACIDOS que están a una misma concentración puede diferir debido a su
capacidad de disociación, por lo que el pH NO es una medida útil al hablar de A. DEBILES
ÁCIDOS DEBILES: se ionizan de forma limitada en el agua, y son la mayoría. El pH
depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Ka).
HF, CH3COOH, NH4+
HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)
Ka= [H3O+][A-]
[HA]
Ka=
[H3O+][A-]
Es la constante de ionización de un ácido.
Ka>1 HA se disocia mucho y será más fuerte
Ka<1 HA se disocia poco y será más débil
CTE. ACIDEZ
[HA]
pOH = -log [OH-]
pH = -log [H+]
pKa= -log Ka
Ka= [H+][A-]
[HA]
ÁCIDOS FUERTES: se disocia completamente en el agua y el pH depende
solamente de la concentración del ácido disuelto.
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, etc..
HCl (ac)
HNO3(ac)
HClO4(ac)
H2SO4(ac)
+
+
+
+
H2O(l)
H2O(l)
H2O(l)
H2O(l)




H3O+(ac) + Cl-(ac)
H3O+(ac) + NO3-(ac)
H3O+(ac) + ClO4-(ac)
H3O+(ac) + HSO4-(ac)
HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A-(ac)
Ka= indeterminada
pH= depende solo de la cantidad de HA
ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS
•Estos ácidos pueden donar 2, 3 ó más protones.
•Se ionizan por etapas
•Se puede escribir 1 expresión de la constante de ionización para cada etapa
•Deben utilizarse 2 o mas expresiones de la constante de equilibrio para
calcular las concentraciones de las especies en la disolución del ácido.
•La 1ra. Constante de ionización es mucho mayor que la segunda, y así
sucesivamente.
H2SO4  H+ + HSO4- disociación completa
HSO4-  H+ + SO4-2 no es completa la disociación Ka= 5x10-2
•La base conjugada de la 1ra etapa de ionización se convierte en el ácido de
la 2da etapa de ionización “anfolitos”
H2CO3  H+ + HCO3HCO3-  H+ + CO3-2
Ka1= [H+][HCO3-]/[H2CO3-]
Ka2= [H+][CO3-2]/[HCO3-]
H3PO4  H+ + H2PO4Ka1= 6.3x10-3
H2PO4-  H+ + HPO4-2 Ka2= 6.3x10-8
HPO4-2  H+ + PO4-3 Ka3= 5x 10-13
BASES FUERTES: se ionizan completamente en el agua. Hidróxidos de los
metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos. Kb es indefinida.
B + H2O  BH+ + OHNaOH(s) + H2O(l)  Na+(ac) + OH-(ac)
KOH(s) + H2O(l)  K+(ac) + OH-(ac)
Ba(OH)2(s) + H2O(l)  Ba+2(ac) + 2OH-(ac)
BASES DEBILES: si no se disocia la base al 100% es una base débil.
Se ionizan de forma limitada en el agua y son la mayoría. El pH depende de
la concentración y de la capacidad de disociación (Kb). HF, CH3COOH, NH3
B + H2O  BH+ + OH-
Kb= [BH+][OH-]
[B]
Es la constante de ionización de una base.
Kb>1 se disocia mucho y será más fuerte
Kb<1 se disocia poco y será más débil
Kb= [BH+][OH-]
[B]
pKb= -log Kb
CTE. ACIDEZ
Para un PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE
Los valores de Ka y Kb tienen cierta relación.
Esta relación quedará clara si realizamos el producto KaKb
KaKb= [H3O+][A] x [BH][OH-] = [H+][OH-] = Kw
[HA]
[B]
Kw= Ka Kb
pKa + pKb = pKw = 14
“Entre más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada” Ka entonces Kb
“Entre más fuerte sea una base mas débil será su ácido conjugado” Kb entonces Ka
ACTIVIDAD (QU= 581-585)
1. Calcular pKa y determinar cual de las bases es más fuerte
a) Ac. Acético/acetato, CH3COOH/CH3COO- , Ka=1.78x10-5
b)Ac. Cianhidrico/cianuro, HCN/CN-, Ka=5x10-10
c) Ac. Fluorhídrico/Floruro, HF/F-, Ka=6.3x10-3
2. Conociendo pKa para los siguientes pares conjugados a-b, calcula Ka para elácido y el
de la Kb de su base conjugada.
a)amonio/amoniaco pKa=9.25
b)A. Hipocloroso/hipoclorito, pKa= 7.25
c) A. Fórmico/formiato, pKa= 3.8
3. Calcular el pH de una disolución 0.1M de Ac. Acetico (CH3COOH) que se disocia en
acetato (CH3COO-) y H+, cuya constante de acidez es Ka= 1.78x 10-5
4. Calcular el pH de la misma reacción pero cuando solo sabemos que el pKa =3.8