Diapositivas Acido Base y pH

Ácidos y basesCapítulo 15

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Ácidos

Tienen un sabor agrio. El vinagre le debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

Reaccionan con algunos metales para producir hidrógeno gaseoso.Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso.

Tienen un sabor amargo.

Se sienten resbalosos. Muchos jabones contienen bases.

Bases

4.3

El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua

4.3

Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.

Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.

ácidobase ácido base

15.1

ácidobase

conjugadabase ácido

conjugado

O

H

H + O

H

H O

H

H H OH-+[ ] +

Propiedades ácido-base del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido base conjugada

base ácido conjugado

15.2

Autoionización del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

El producto iónico del agua

Kc =[H+][OH-]

[H2O][H2O] = constante

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La constante del producto-ion (Kw) es el producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular.

A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La solución es

neutral

ácida

básica

15.2

¿Cuál es la concentración de los iones de OH- en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 1.3 M?

Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = 1.3 M

[OH-] =Kw

[H+]

1 x 10-14

1.3= = 7.7 x 10-15 M

15.2

pH – Medida de la acidez

pH = -log [H+]

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La solución es

neutral

ácida

básica

[H+] = 1 x 10-7

[H+] > 1 x 10-7

[H+] < 1 x 10-7

pH = 7

pH < 7

pH > 7

A 250C

pH [H+]

15.3

15.3

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una región del noreste de los Estados Unidos en un día normal era de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?

pH + pOH = 14.00

pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

15.3

Electrolito fuerte – se disocia al 100%

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrolitos débiles – no se disocian completamente

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)

H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

15.4

HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)

Los ácidos débiles son electrolitos débiles

HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)

HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4

2- (ac)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

Las bases fuertes son electrolitos fuertes

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O

15.4

F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)

Las bases débiles son electrolitos débiles

NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)

Pares ácido-base conjugadas:

• La base conjugada de un ácido fuerte no tiene medida de fuerza.

• H3O+ es el ácido más fuerte que existe en disolución acuosa.

• El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en una disolución acuosa.

15.4

15.4

Ácido fuerte Ácido débil

15.4

¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10-3 M de HNO3 ?

HNO3 es un ácido fuerte – Se disocia al100%

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Inicial

Final

0.002 M

0.002 M 0.002 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

¿Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ?

Ba(OH)2 es una base fuerte – Se disocia al 100%

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Inicial

Final

0.018 M

0.018 M 0.036 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.615.4

HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)

Ácidos débiles (HA) y las constantes de ionización de un ácido

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Ka =[H+][A-][HA]

Ka es la constante de ionización de un ácido

Ka

Fuerza de un ácido

débil

15.5

15.5

¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 250C)?

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-][HF]

= 7.1 x 10-4

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.50 - x= 7.1 x 10-4

Ka x2

0.50= 7.1 x 10-4

0.50 – x 0.50Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72

[HF] = 0.50 – x = 0.48 M15.5

¿Cuándo se puede utilizar la aproximación siguiente?

0.50 – x 0.50Ka << 1

Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído.

x = 0.0190.019 M0.50 M

x 100% = 3.8%Menor que 5%

La aproximación estaría correcta.

¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 250C)?

Ka x2

0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M0.05 M

x 100% = 12%Mayor que 5%

La aproximación no estaría correcta.

Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrada o el exitoso método de aproximación. 15.5

Resolución de problemas de ionización de ácidos débiles:

1. Identifique qué podría principalmente afectar el pH.

• En la mayoría de los casos, se puede ignorar la autoionización del agua.

• Ignore al [OH-] porque se determina por medio del [H+].

2. Use al ICE para expresar las concentraciones de equilibrio en términos de una sola incógnita x.

3. Escriba Ka en términos de las concentraciones de equilibrio. Resuelva para x por medio del método de aproximación. Si no es válido el método de aproximación, resuelva simplemente para x.

4. Calcule las concentraciones de todos los elementos y/o pH de la solución.

15.5

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M si su Ka es de 5.7 x 10-4?

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4

Ka x2

0.122= 5.7 x 10-4

0.122 – x 0.122Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M0.122 M

x 100% = 6.8%Mas del 5%

No estaría bien por el método de

aproximación. 15.5

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac

2ax =

x = 0.0081 x = - 0.0081

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

15.5

Porcentaje de =ionización

Concentración del ácido ionizado en equilibrio

Concentración inicial del ácidox 100%

Para un ácido monoprótico HA

Porcentaje de =ionización

[H+]

[HA]0

x 100% [HA]0 = concentración inicial

15.5

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Bases débiles y constantes de ionización de bases

Kb =[NH4

+][OH-][NH3]

Kb es la constante de ionización de las bases

Kb

Fuerza deBasesDébiles

15.6

Resuelve problemas de bases débiles como ácidos débiles, pero resuelve para [OH-] en vez de [H+].

15.6

15.7

Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac)

Ka

Kb

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw

KaKb = Kw

Ácidos débiles y su base conjugada

Ka = Kw

Kb

Kb = Kw

Ka

15.8

Estructura molecular y fuerza de ácidos

H X H+ + X-

El enlace más fuerte

El ácido más débil

HF << HCl < HBr < HI

15.9

Estructura molecular y fuerza de ácidos

Z O H Z O- + H+- +

El enlace O-H será más polar y fácil de romper si:

• Z es muy electronegativa, o

• Z esta en un estado alto de oxidación

15.9

Estructura molecular y fuerza de ácidos

1. Los oxiácidos tienen átomos centrales diferentes (Z) que son del mismo grupo y tienen el mismo número de oxidación.

La fuerza de un ácido aumenta con el crecimiento de la electronegatividad de Z

H O Cl O

O••

••••••

••

••••

••••

H O Br O

O••

••••••

••

••••

••••El Cl es mas electronegativo que el Br

HClO3 > HBrO3

15.9

Estructura molecular y fuerza de ácidos

2. Los oxiácidos tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente número de grupos juntos.

La fuerza de un ácido aumenta cuando el número de oxidación de Z crece.

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

15.9

Propiedades ácido-base de las salesSoluciones neutras:

Las sales que contienen un ion metal alcalino (excepto el Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (e.g. Cl-, Br-, y NO3

-).

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Soluciones básicas:

Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.

NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)H2O

CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)

15.10

Propiedades ácido-base de las sales

Soluciones ácidas:

Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil.

NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac)

H2O

NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac)

Sales con pequeños, cationes metálicos altamente cargados (e.g. Al3+, Cr3+, and Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte.

Al(H2O)6 (ac) Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac)3+ 2+

15.10

Hidrólisis de ácido del Al+3

15.10

Propiedades ácido-base de las sales

Soluciones donde tanto el catión como el anión hidrolizan:

• Kb para el anión > Ka para el catión, la solución será básica

• Kb para el anión < Ka para el catión, la solución será ácida

• Kb para el anión Ka para el catión, la solución será neutra

15.10

Óxidos de los elementos representativos en su más alto estado de oxidación

15.11

CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (ac)

N2O5 (g) + H2O (l) 2HNO3 (ac)

El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

Un ácido de Brønsted es un protón donador

Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electronesUna base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones

Definición de un ácido

H+ H O H••••

+ OH-••••••

ácido base

N H••

H

H

H+ +

ácido base15.12

N H

H

H

H+

Ácidos y bases de Lewis

N H••

H

H

ácido base

F B

F

F

+ F B

F

F

N H

H

H

¡Ningún protón es donado o aceptado!

15.12

La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago

NaHCO3 (ac) + HCl (ac)

NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Mg(OH)2 (s) + 2HCl (ac)

MgCl2 (ac) + 2H2O (l)