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Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica,

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Presentación del tema: "Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica,"— Transcripción de la presentación:

1 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física

2 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física

3 Unidad XI: Acidos y bases Contenidos: Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted-Lowry. Pares ácido-base conjugados. Reacciones protolíticas. Anfoterismo. Autoprotólisis. Equilibrio ácido- base. Autoionización y producto iónico del agua, pH y pOH. Escala de pH. Teoría ácido- base de Lewis.

4 Teorías sobre ácidos y bases Teoría de Arrhenius

5 Teorías sobre ácidos y bases Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted-Lowry Teoría de Lewis

6 Teoría de Arrhenius Ácido: es una sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno, H +, del agua. Base: es una sustancia que cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones hidróxido, OH - del agua. El HCl (g) es un ácido de Arrhenius según la siguiente reacción: HCl(g) +H 2 O() H 3 O + (ac) + Cl - (ac) Que en forma abreviada se puede escribir:

7 El NH 3 (g) es una base de Arrhenius porque en su reacción con el agua produce iones OH - (ac). NH 3 (g) + H 2 O() NH 4 + (ac) + OH - (ac) Los ácidos reaccionan con las bases formando agua y una sal. Esta reacción se denomina neutralización. Teoría de Arrhenius La neutralización es la combinación de iones H + con iones OH - para formar agua.

8 Teoría de Brönsted-Lowry Ácido: es toda sustancia (molécula o ión) que contiene un átomo de hidrógeno ácido que puede transferirse como núcleo (un protón), a otra sustancia que actúa como una base (es dador de protones). Base: es cualquier sustancia que puede aceptar un protón (es aceptor de protones). El término protón se refiere al ion hidrógeno, H +. HCl(ac) + H 2 O() H 3 O + (ac) + Cl - (ac)

9 Cuando el HCl se disuelve en agua, el átomo de H forma un puente de hidrógeno con el átomo de Oxígeno de una molécula de agua vecina, entonces su protón migra inmediatamente hacia la molécula de agua que en este caso actúa como una base. Una reacción en la cual un protón se transfiere de una especie a otra se denomina reacción de transferencia de protón, y se dice que la molécula de HCl se vuelve desprotonada. El HCl(ac) además de actuar como ácido de Arrhenius es un ácido de Brönsted porque dona un protón al agua; el H 2 O se comporta como base de Brönsted porque acepta un protón del HCl (ac). Teoría de Brönsted-Lowry Transferencia protónica Un ácido no libera simplemente su protón ácido sino que lo transfiere a la base.

10 El HCl se clasifica como ácido fuerte porque en el equilibrio, virtualmente todas las moléculas de HCl donaron sus protones al agua. La reacción de transferencia de protón se completa. El ion H 3 O + se denomina ion hidronio. En la reacción: HCN(ac) + H 2 O() CN - (ac) + H 3 O + (ac) El equilibrio entre el HCN y su forma desprotonada, CN -, es dinámico. Solo una fracción de las moléculas de HCN dona sus protones, por eso el HCN se clasifica como ácido débil en agua. La reacción de transferencia de protón se escribe empleando la doble flecha de reacciones en equilibrio. Ácidos fuertes y débiles Teoría de Brönsted-Lowry

11 La definición de Brönsted incluye también la posibilidad de que un ion sea un ácido, lo que no estaba permitido en la definición de Arrhenius. En agua el ion hidrógenocarbonato puede actuar como un débil dador de protón: HCO 3 – (ac) + H 2 O() H 3 O + (ac) + CO 3 2- (ac) El concepto de Brönsted-Lowry hace énfasis en la transferencia de protones y es aplicable también a reacciones que no se llevan a cabo en soluciones acuosas, se aplican también a las especies en solventes no acuosos e incluso a reacciones en fase gaseosa. Teoría de Brönsted-Lowry

12 La reacción entre HCl(ac) y NH 3 (g) implica la transferencia de un H + del ácido (HCl) a la base NH 3. El NH 3 es una base porque acepta un protón del HCl. El par no compartido de electrones del nitrógeno en el amoníaco es atraído por la carga positiva parcial del hidrógeno de la molécula polar de HCl. Teoría de Brönsted-Lowry

13 En la reacción entre el H 2 O y NH 3 (ac) se cumple: NH 3 (ac) + H 2 O() NH 4 + (ac) + OH - (ac) La molécula de agua actúa como ácido de Brönsted- Lowry porque dona un protón a la molécula de NH 3. La molécula de NH 3 se comporta como base de B-L porque acepta un H + de la molécula de agua. Solo una pequeña fracción de las moléculas de NH 3 se convierte en NH 4 +. El NH 3 es un ejemplo de base débil. Teoría de Brönsted-Lowry Bases fuertes y débiles

14 La diferencia entre bases fuertes y débiles consiste en que una base fuerte está completamente protonada en solución y una base débil está solo parcialmente protonada en solución. Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base depende del solvente, una base fuerte en agua puede ser débil en otro solvente. Un ácido y una base siempre trabajan juntos para transferir un protón. Una sustancia puede actuar como ácido, solo si otra sustancia se comporta simultáneamente como una base. Para ser un ácido de B-L, una molécula o ión debe tener un átomo más electronegativo unido con un átomo de hidrogeno que pueda perderse como ion H +. Teoría de Brönsted-Lowry Bases fuertes y débiles

15 Para ser una base de Bronsted-Lowry, una molécula o ión debe tener por lo menos un par de electrones de valencia no enlazante, que pueda utilizar para formar un enlace covalente con el ión H + cedido por el ácido. Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo el H 2 O, es una base de B-L en su reacción con HCl; y es un ácido de B-L, en su reacción con el NH 3. Las especies que como el agua pueden reaccionar ya sea como ácido (dador de protones) o como base (aceptor de protones) se llaman anfipróticas. Teoría de Brönsted-Lowry Sustancias anfipróticas

16 En cualquier equilibrio ácido-base, tanto la reacción directa ( ) como la reacción inversa ( ) implican trasferencias de H +. Por ejemplo la reacción de un ácido binario HA con el H 2 O: HA(ac) + H 2 O() A - (ac) + H 3 O + (ac) En la reacción directa, el ácido HA dona un H + al H 2 O, por lo tanto HA es el ácido de B-L y el H 2 O es la base de B-L. En la reacción inversa, el ión H 3 O + dona un H + al ión A -. El H 3 O + es el ácido y A - la base de B-L. Teoría de Brönsted-Lowry

17 Cuando un ácido y una base, como HA y A -, difieren solo en la presencia o ausencia de un H +, se los conoce como par conjugado ácido-base (conjugado significa, unidos entre si como un par). Cuando un ácido y una base, como HA y A -, difieren solo en la presencia o ausencia de un H +, se los conoce como par conjugado ácido-base (conjugado significa, unidos entre si como un par). Son ejemplos de pares conjugados ácido-base: HF – F - ; HNO 3 –NO 3 - ; H 3 O + -H 2 O; H 2 O-OH -. En el par conjugado ácido-base el miembro ácido siempre tiene un hidrógeno adicional y su carga es una unidad más positiva que la del miembro básico. Teoría de Brönsted-Lowry Par conjugado ácido-base

18 Los miembros de los pares conjugados ácido-base se marcan con el mismo subíndice. Por ejemplo: - (ac) HF(ac) + H 2 O(l) H 3 O + (ac) + F - (ac) ácido 1 base2 ácido2 base 1 En una reacción ácido-base de Bronsted-Lowry las bases compiten para obtener un protón. En el equilibrio, la base más fuerte es la que adquiere más protones. Par conjugado ácido-base Teoría de Brönsted-Lowry

19 Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma al quitar un H+ al ácido. El OH - es la base conjugada del H 2 O y A - es la base conjugada de HA. Toda base tiene su ácido conjugado, formado por la adición de un H + a la base; el H 3 O + es el ácido conjugado del H 2 O y HA es el ácido conjugado de A -. Dona H + Ácido base conjugada Acepta H + Base ácido conjugado Par conjugado ácido-base Teoría de Brönsted-Lowry

20 Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada. Cuanto más fuerte es una base más débil es su ácido conjugado. NH 3 (ac) + H 2 O() NH 4 + (ac) + OH - (ac) Base B1 Ácido A2 Ác. conjugado A1 Base conjugada B2 HNO 2 (ac) + H 2 O() NO 2 - (ac) +H 3 O + (ac) Ác. conjugado A2 Base conjugada B1 Base B2 Ácido A1 Par conjugado ácido-base Teoría de Brönsted-Lowry

21 Por su naturaleza anfiprótica, el agua experimenta una reacción ácido–base de Brönsted-Lowry consigo misma para formar iones H 3 O + (ion hidronio) y OH - (ion hidróxido). El H 3 O + (H + hidratado) se representa en forma abreviada como H +. El H 2 O se ioniza en un grado muy reducido en estos iones según la ecuación: 2 H 2 O () H 3 O + (ac) + OH - (ac) A esta reacción en la que una sustancia transfiere un protón a otra molécula de la misma clase, se la denomina autoprotólisis o autoionización Autoprotólisis Teoría de Brönsted-Lowry

22 Para describir las propiedades ácido-base del H 2 O, según el esquema de B-L, la autoionización se expresa mediante la siguiente ecuación química: Los pares conjugados son: H 2 O/OH - ; H 3 O + /H 2 O Autoprotólisis Teoría de Brönsted-Lowry

23 Producto iónico del agua En solución acuosa, las moléculas de agua, los iones hidronio y los iones hidróxido, se encuentran siempre en equilibrio H 2 O() + H 2 O () H 3 O + (ac) + OH - (ac) Como solo una pequeña fracción de las moléculas de agua esta ionizada, la [H 2 O] permanece constante y se excluye de las expresiones de equilibrio para soluciones acuosas. Siguiendo la costumbre de incluir las concentraciones constantes de sustancias puras en la constante de equilibrio, la expresión de la constante de equilibrio para la autoionización del agua, empleando el símbolo de [H + ] para la concentración de ion hidronio, [H 3 O + ], es:

24 Dado que K w es una constante de equilibrio, el producto de las concentraciones de los iones H 3 O + y OH - es siempre igual a K w. Esta constante se llama producto iónico del agua y debido a su importancia se le asigna el símbolo especial: K w = producto iónico del agua. Producto iónico del agua

25 La concentración de iones H 3 O + puede aumentarse por el agregado de un ácido, pero la concentración de iones OH- responderá inmediatamente disminuyendo su valor para que K w se mantenga constante. En el agua pura, a 25°C, las [H + ] y [OH - ] son iguales y se encuentra que [H + ] = [OH - ] = 1x10 -7 M a 25°C Este valor de Kw, será el que se empleará para los cálculos. Producto iónico del agua

26 Escala ácido-base El valor constante del producto iónico implica que, en cualquier solución acuosa diluida (a 25°C), el producto de las concentraciones de iones hidronio e hidróxido también es igual a 1 x Si la [H + ] es mayor que 1x10 -7, la [OH - ] debe ser inferior a 1x Cuando la [H + ] es menor que 1x10 -7, la [OH - ] debe ser mayor que 1x Las soluciones que tienen la misma concentración de iones hidrógeno que de iones hidróxido que el agua pura se llaman soluciones neutras.

27 Si [H + ] = [OH - ] la disolución acuosa es neutra. Si [H + ] > [OH - ] del agua pura, la disolución será ácida. Si [H + ] < [OH - ] del agua pura, la disolución será básica. El producto iónico del agua puede emplearse para calcular la [OH - ] si se conoce la [H + ] o viceversa. Escala ácido-base

28 pH Escala de pH Con frecuencia se emplea una escala logarítmica llamada escala de pH para expresar las concentraciones de ión hidronio de las soluciones acuosas. Cuando la [H + ] en una solución acuosa es muy pequeña, por conveniencia se expresa la [H + ] en términos de pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración de ion hidrógeno, [H + ], (en mol/litro). El pH es una cantidad adimensional.

29 Las disoluciones ácidas y básicas a 25°C pueden identificarse por sus valores de pH. [H + ] = M; pH = 7,00; la disolución es neutra [H + ] = M; pH = 7,00; la disolución es neutra [H + ] > M; pH > 7,00; la disolución es ácida [H + ] > M; pH > 7,00; la disolución es ácida [H + ] < M; pH < 7,00; la disolución es básica [H + ] < M; pH < 7,00; la disolución es básica Si [H + ] disminuye el pH aumenta. A medida que aumenta la concentración de H + el pH disminuye. La concentración de iones OH- se expresa en función del pOH. El pOH se define como : pH Escala de pH

30 Teniendo en cuenta la expresión de Kw: pH y pOH

31 También es posible calcular la concentración de ión hidrogeno, [H + ], a partir del pH, teniendo en cuenta la definición logarítmica del pH. [H + ] = 10 -pH La escala de pH, abarca de 0 A 14 porque casi todas las soluciones comunes tienen valores de pH entre estos límites. En principio, sin embargo el pH de soluciones muy ácidas puede ser menor de cero y para soluciones muy básicas puede ser mayor que catorce. Por ejemplo, el pH de una disolución 2 M de HCl es -0,30. pH Escala de pH

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33 Ionización de ácidos y bases fuertes La ecuación para la ionización del HCl es: HCl (ac) H + (ac) + Cl - (ac) 1mol 1 mol Se forma un mol de H + a partir de un mol de HCl. En soluciones moderadamente diluidas (1.9 x a 0,01 M) de ácidos fuertes que solo tienen un hidrógeno ionizable, la concentración molar de H + ([H + ]) es igual a la concentración estequiométrica del ácido fuerte. Así, una solución 0,010 M de HCl, tiene una [H + ]= 0,010 M. Son siete los ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 3, HClO 4, H 2 SO 4.

34 Ácidos débiles. Constante de ionización Casi todos los ácidos son ácidos débiles, es decir, en solución acuosa se ionizan solo parcialmente. Podemos expresar el grado en el cual un ácido débil se ioniza, empleando la ctte de equilibrio (K a ) de la reacción de ionización. HA La ecuación de la ionización de un ácido débil HA puede escribirse: HA(ac) + H 2 O() H 3 O + (ac) + A - (ac); podemos reemplazar H 3 O + por H + : HA(ac) H + (ac) + A - (ac) La constante de equilibrio para la ionización de este ácido débil es: K a : constante de disociación ácida o constante de ionización ácida para un ácido débil.

35 Los valores de K a para ácidos débiles comunes van desde hasta , por tanto con frecuencia se emplean los valores de pK a en vez de los de K a. Los valores de pK a y de K a se convierten uno a otro del mismo modo que los de pH y [H + ] pK a = -log K a Constante de disociación ácida

36 Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua. Estas sustancias reaccionan con el agua quitando protones al agua, para formar el ácido conjugado de la base más iones OH -. Bases débiles + H 2 O ácido conjugado + OH - El amoníaco, NH 3 es la única base débil molecular inorgánica soluble de importancia. NH 3 (ac) +H 2 O () NH 4 + (ac) + OH - (ac) Las constantes de equilibrio para las reacciones de las bases débiles con agua se representan como K b. K b : constante de disociación básica o constante de ionización básica. Constante de disociación básica

37 El valor numérico de K b para una base débil puede calcularse a partir de la ionización porcentual determinada por mediciones de conductividad del mismo modo que con K a. Reacción de hidrólisis es la reacción de un anión con agua para producir el ácido conjugado del anión y el ion hidróxido, o la reacción de un catión con agua para producir la base conjugada del catión y el ion hidronio. Constante de disociación básica

38 Teoría ácido-base de Lewis Un ácido de Lewis es un aceptor de un par de electrones, es decir que puede unirse con un par electrónico para formar un enlace covalente. Una base de Lewis se define como un donador de un par de electrones, es decir, que puede formar un enlace covalente donando y compartiendo el par electrónico libre que posee. Cuando una base de Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis, ambos forman un enlace covalente coordinado en el cual ambos electrones provienen de uno de los átomos. Toda base de Brönsted-Lowry (aceptores de H + ) es también una base de Lewis (donadores de pares de electrones).

39 En la teoría de Lewis, una base puede donar sus electrones a una especie distinta del H +. Por lo que la definición de Lewis aumenta considerablemente el número de especies que se pueden considerar como ácidos o bases. Teoría ácido-base de Lewis

40 Un ácido de Brönsted es dador de un ácido de Lewis particular, el protón (H + ). Del mismo modo, una base de Brönsted es una clase especial de base de Lewis, la cual puede utilizar un par solitario para formar un enlace covalente coordinado con un protón. Toda base de Lewis es también una base de Brönsted, sin embargo, todo ácido de Lewis no es necesariamente un ácido de Brönsted y un ácido de Lewis no necesita contener un átomo de hidrógeno. Un ácido de Lewis debe tener un orbital de valencia vacío para recibir el par de electrones. Por ej., un ácido de Lewis representativo es el trifluoruro de boro, BF 3 Teoría ácido-base de Lewis

41 Una base de Lewis debe tener un par no compartido de electrones de valencia, por lo tanto no hay diferencia entre las bases de Lewis y las de Brönsted-Lowry. El amoníaco, NH 3, es representativo tanto como una base de Lewis como de Brönsted-Lowry. Una reacción ácido-base típica de Lewis es la reacción entre el NH 3 (dador de electrones) y BF 3 (aceptor de electrones). Teoría ácido-base de Lewis

42 Además de las especies con octetos electrónicos incompletos, los cationes pequeños con carga alta como el Cu 2+ o el Al 3+, actúan como ácidos de Lewis. La teoría de Lewis permite tratar una variedad más amplia de reacciones, incluso las que no implican transferencias de protones como reacciones ácido-base. El producto de reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis se denomina complejo o aducto ácido- base de Lewis. Los enlaces que se forman en una reacción ácido-base de Lewis siempre son enlaces covalentes coordinados. Teoría ácido-base de Lewis


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