Equilibrio Ácido Base

Equilibrio Ácido Base

QUÍMICA GENERAL Y AMBIENTE / DPTO CS QUÍMICAS ana maría rufs 4

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

Una base (Arrhenius) es una sustancia que produce OH- en agua

El Agua es Anfótero porque se comportar como ácido y como base.


Ácidos y Bases de Brönsted :

Ácido es un donor de protones

Base es un aceptor de protones .

El HCl es un ácido de Brönsted ya que dona un protón al

agua

HCl(ac) H (ac) + Cl

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

Ácido Brönsted Base Brönsted Ion Hidronio

+


Bases de Brönsted : Aceptor de protones

H+(ac) + OH-

(ac) H2O(l)

Base de Brönsted

NH3(ac) + H2O (l) NH+4 (ac) + OH (ac)

Base de Brönsted Ácido de Brönsted


Pares Acido-Base Conjugados

Un ácido, al donar un protón genera una base conjugada

CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO + H3Oácido 1 base 2 baseconjugada ácido 2

Una Base despues de aceptar un protón genera un ácido conjugado

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

base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

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

ácido base base ácido

conjugado conjugada

+ −

+−

− +


Los Ácidos y las Bases las podemos clasificar en fuertes y débiles.

Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes, en disolución acuosa se

encuentran totalmente ionizado por lo tanto :

HCl (ac) + H2O(l) H3O+

(ac) + Cl-(ac)

0,1 M 0,1M 0,1M

HCl (ac) H+ (ac) + Cl-(ac)

Las bases fuertes son electrolitos fuertes , en disolución acuosa

estan totalmente ionizadas .

NaOH (ac) Na+ ac) + OH-

(ac)

0,1 M 0,1M 0,1M


Fuerza Relativa de ácidos y bases

Un ácido fuerte genera una

base conjugada debil

Una base fuerte genera un ácido

congujado Debil



El Producto Iónico del Agua

En agua pura se establece el siguiente equilibrio:

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

[H3O ] [OH ] = [H3O ] [OH ]

+ −

+ −Kc = Kw = + − = 1.0 x 10–14 a 25oC

[H3O ] = [OH ] = 1,0X10-7 M

Esta ecuación representa la autoionización de agua.

Kw es el producto ionico del agua ( ionización ) a 25 C.

QUÍMICA GENERAL / DPTO CS QUÍMICAS

14

w

w

K [ ][ ] 1.0 10

pK log

log[ ] log[ ] 14

[ ][ ] 14

-

-

-

H OH

H O

H OH

pH+pOH=14

H

+ −


La Escala de pH

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

Disolución

neutra

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 = -log [H+] pOH = -log [OH-]

pH [H+]

Como la concentración de los iones H + y OH – son números muy pequeños ,

se utiliza una escala logarítmica . Se define el pH de una disolución como

el logaritmo negativo de la concentración molar del ión hidrógeno:

pH se mide en solución acuosa


Peachimetro


La escala de pH

va desde 0 y 14.


pH = - log [ H+] = - log 3.8 x 10-4 = 3.42

La concentración de OH- en una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M.

¿Cuál es el pH de la sangre?

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pOH = - log 2.5 x 10 -7 = 6.6

pH = 14 – 6.6 = 7.4

En una muestra de jugo de limón la concentración de H+ es 3,8x10-4 M

Calcular el pH .


El pH del agua de lluvia en un día fue 4.82. ¿Cuál es la

concentración de H+ en el agua de lluvia?

pH = -log[H+]

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

[H+] = antilog pH = 10– pH

El pH del jugo de naranja es 3.33 . Calcular la concentración

de H+

[H+] = 10-pH = 10– 3.33 = 4.67 x 10-4 M


Ácidos Fuertes

Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes:

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

-(ac)

HNO3(ac) H+(ac) + NO3

-(ac)

En disolución acuosa el ácido fuerte proporciona los H+, el pH de la

disolución se calcula con la concentración inicial del ácido.

HNO3(ac) H+(ac) + NO3

-(ac)

0.1M 0.1M 0.1M

pH = -log(H+ )= -log0.1= 1

Si la concentración molar del ácido es menor que 10-6 M, entonces la

autoionización del agua debe ser tomada en cuenta para el calculo del

pH . La concentración de H+ que entrega el agua es 1x10-7M

Los ácidos fuertes son HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 y H2SO4.


Bases Fuertes

Las bases fuertes son electrolitos fuertes , en disolución

acuosa estan totalmente ionizadas .

En disolución la base fuerte proporciona los OH-, el pOH de

las bases fuertes se calcula con la concentración inicial de la

base ( moles/L )

Si la concentración molar de la base es menor que 10-6 M,

entonces la autoionización del agua debe ser tomada en

cuenta.

Bases que no contienen OH-:

O2-(ac) + H2O(l) 2OH-(ac)

H-(ac) + H2O(l) H2(g) + OH-(ac)

N3-(ac) + H2O(l) NH3(ac) + 3OH-(ac)


Ca(OH)2(ac) Ca+2 (ac) + 2 OH- (ac)

0,02 0,02 2(0,02)

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pOH = - log [0.04] = 1,4

pH = 14 – 1.4 = 12,6

Calcule el pH de una disolución de de Ca(OH)2 0.02 M .

NaOH (ac) Na+ ac) + OH-

(ac)

0,1 M 0,1M 0,1M

pOH = - log [0.1] = 1,0

pH = 14 – 1,0 = 13


Ácidos Débiles

Los ácidos débiles estan parcialmente disociados en disolución

acuosa. Es decir, hay una mezcla de iones y ácido no disociado.

Los ácidos débiles están en equilibrio:

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

(ac)

]HA[

]A][OH[ -3

aK

]HA[

]A][H[ -

aK

Ka es la constante de acidez o disociación del ácido

Mientras mas grande Ka mas fuerte es el ácido.

Si Ka >> 1, entonces el ácido esta completamente disociado.

HA (ac) H+

(ac) + A-(ac)


% ionización = Concentración de H+ en el equilibrio

Concentración Inicial del ácidox 100%

Para un ácido monoprótico HA

% ionización = [H+]

[HA]0

x 100% [HA]0 = Concentración Inicial


Usando Ka, podemos calcular la concentración de H+ y pH .

a)Escribir la ecuación química balanceada.

b)Escribir la expresión de equilibrio. Encontrar el valor de Ka.

c)Escribir la concentración inicial menos la concentración

desconocida representada por x.

d) Sustituir en la expresión de la constante de equilibrio y

hacer las aproximaciones posibles. Las aproximaciones se

pueden hacer solo si Ka <<1 y la ionización es menor que un

5 % . Resolver x

e) Calcular si el porcentaje de ionizacion es menor 5% de la

concentración inicial. Si es así, calcular el pH.

f) Si el % de ionización es mayor 5% resolver la ecuación

cuadrática para calcular el pH

% Ionización = [H+]eq x 100

[HA]o

Calculo de pH para ácidos débiles


Calculo de pH para ácidos débiles

Cuál es el pH de una disolución 0.5 M de HNO2 (a 250C)? Ka =4,5x10-4

HNO2 (ac) H+(ac) + NO2

-(ac) Ka =

[H+][NO2- ]

[HNO2]= 4,5 x 10-4

Menor que el 5%

Aproximación Correcta .

inicial 0.5 - -

equilibri 0.5-x x x Ka = x2 = 4,5x10-4

0.5 – x

Aproximamos a 0 X2 = 4,5x10-4 (0.5)

X= 0,015 M

% ionización = 0,015 M x 100 = 3%

0,5M

[H+] = 0,015M pH= -log 0,015 = 1.8


¿Cuál es el pH de un ácido HA de 0.122 M cuya

Ka es 5.7 x 10-4?HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

0.122 0.00

0.122 - x

0.00x x

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4

Ka

x2

0.122= 5.7 x 10-4

0.122 – x 0.122Aproximación

x2 = 6.95 x 10-5x = 8,3x10-3 M

8.3x10-3 M0.122 M

x 100% = 6.8%Mas de 5%

MALA Aproximación.

Inicial

equilibrio


Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 5.7x10-4x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0 -b b2 – 4ac2a

x =

x = 8.1x10-3 x = - 0.0081

[H+] = x = 8.1x10-3 M

pH = -log[H+] = 2.09


Se disuelven 150 g de ácido fluorhídrico(HF) en agua , resultando una

disolución de 500ml que en equilibrio tiene un pH = 3.0 .

HF(ac) H3O+

(ac)+ F-(ac)

a) calcular la concentración inicial del ácido

b) Calcular la constante de ionización

c) Calcular en % de ionización

Masa Molar HF 20g/mol


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

(ac)

Bases Débiles y Constante de Disociación

Kb =[NH4

+][OH-]

[NH3]

Kb es la constante de basicidad o disociación

A mayor Kb Mayor fuerza de la base

Para resolver los problemas de base débil se hace como

para ácidos débiles solo se cambia el calculo [H+] por el de

[OH-].

Base débil + H2O ácido conjugado + OH


¿Cuál es el pH de una disolución 0.75 M de NH3 .Kb=1.75 x 10-5?

0.75

Kb =x2

0.75 - x= 1.75 x 10-5

aproximación x 0

x2 = 0.75 (1.75 x 10-5 ) =

x = 0.0036 M

[OH-] = [NH4+] = 0.0036 M pOH = -log [OH-] = -log 0,0036 =2,44

pH = 14 - pOH= 14 – 2,44 =11,56[NH3] = 0.75 – x = 0.746 M

NH3 (ac)+ H2O (l) NH4+

(ac) + OH-(ac)

0.0036 M

0.75 Mx 100 = 0,48%% ionización=

inicial - -

Equilibrio 0,75 - x x x

Kb =(NH4) (OH-)

(NH3)= 1.75 x 10-5

aproximación correcta


Calcule el pH de una disolución de metilamina(CH3NH2) 0.26 M

Kb = 4.4x 10-4

CH3NH2 (ac) CH3NH3+

(ac) + OH –(ac)


Relación entre Ka y Kb

Ka x Kb = 1 x 10-14


Comunmente todas las sales son electrolitos fuertes. Las propiedades ácido-

base de las disoluciones de sales, se deben al comportamiento de sus cationes

y aniones . Muchos iones pueden reaccionar con el agua para generar H+ o OH-

, es decir se hidrolizan.

Los aniones de ácidos débiles, HX, son básicos , al reacionar

con el agua producen iones OH-

X-(ac) + H2O(l) HX(ac) + OH-

(ac)

Los aniones de ácidos fuertes ,(Cl-) no son básicos , no se

hidrolizan y por lo tanto no influyen en el pH.

Los Cationes de metales alcalinos (grupo1;Na+,K+) y metales

alcalinos térreos (grupo 2; Ca+2 , Ba+2 ) no se hidrolizan en agua

por lo tanto no influyen en el pH .

Propiedades Acido-Base de Sales en Disolución Acuosa


SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIÓN NEUTRA

sal derivada de base fuerte + ácido fuerte

NaCl (s) + H2O (l) Na+(ac) + Cl-(ac) pH = 7

Ca(NO3)2(s) + H2O(l) Ca+2(ac) + 2NO3

-(ac) pH = 7

NO HIDROLIZAN


SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIÓN BÁSICA :

sal derivada de base fuerte + ácido débil

QUÍMICA GENERAL / DPTO CS QUÍMICAS ana maría rufs 7

SALES QUE HIDROLIZAN

Kh = [CH3COOH][OH-]

[CH3COO-]

Kh = Kw

Kb

pH BÁSICO ( > 7)

Calcular el pH de una disolución de acetato (CH3COONa) 0,15 M

Kh =5,6x10-10

CH3COONa(s) H2O CH3COO-(ac) + Na+

(ac)

0,15 M 0,15 M 0,15 M

CH3COO-(ac) + H2O(l)

0,15 M - -

cambio -x +x +x

Equilibrio 0,15-x x x

Kh = (CH3COOH) (OH ) = 5,6x10-10 =

CH3COOH (ac) + OH -(ac)

(CH3COO-) 0

X=9.2x10-6


SALES QUE HIDROLIZAN

SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIÓN ÁCIDA :

sal derivada de base débil + ácido fuerte

[NH4+]INICIAL = [NH4Cl]INICIAL

pH < 7 (ácido)Kh = [NH3][H3O+]

[NH4+ ]


Calcular el pH de una disolución de NH4Cl 0,42 M.

Kh =5,6 x10-10

Resp . pH = 4,82

Kh


Equilibrio Ácido Base

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