Fuerza de ácidos y bases

Presentación del tema: "Fuerza de ácidos y bases"— Transcripción de la presentación:

1 Fuerza de ácidos y bases
Fuertes: disociación o ionización total Fuerza (grado con que forman iones) Ácidos y bases según Débiles: disociación o ionización parcial

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3 Los pares ácido-base conjugados, tienen las siguientes características:
Si un ácido es fuerte, su base conjugada es muy débil. Así, la base conjugada del HCl, el Cl-, es una base débil. El H3O+, es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Los ácidos más fuertes que el H3O+ reaccionan con el agua para producir H3O+ y sus bases congujadas correspondientes. Ejemplo: el HCl, que es un ácido más fuerte reacciona completamente con el agua para formar H3O+ y Cl-. HCl + H2O H3O+ Cl- Los ácidos más débiles que el H3O+ reaccionan con el agua en una proporción menor para formar H3O+ y sus bases conjugadas. El ión OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Las bases más fuertes que el OH-, reaccionan con agua para producir OH- y sus ácidos conjugados. Por ejemplo, el ión óxido (O2-) es una base más fuerte que el OH-, por lo que reacciona con el agua como sigue: Por esta razón, no existe en ión óxido en disolución acuosa.

4 Estructura molecular y fuerza de los ácidos
Los 7 ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 y HClO4 y H2SO4. En una solución acuosa de un ácido fuerte, el ácido es normalmente la única fuente significativa de H+. Cuanto más fuerte sea el enlace, será más difícil que la molécula HX se rompa y por lo tanto, el ácido será más débil. Fuerza del enlace Estructura molecular y fuerza de los ácidos (H-X) Si el enlace es muy polar, la molécula HX, tenderá a romperse para formar iones H+ y X-. Por lo tanto, una gran polaridad es característica de un ácido fuerte. Polaridad del enlace

5 Ácidos halogenhídricos. (HF, HCl, HBry HI)
La fuerza del enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza de ácidos binarios.

6 Oxiácidos Los oxiácidos contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento que ocupa la posición central. Si Z es un elemento, muy electronegativo, o está en un estado de oxidación alto, atraerá a los electrones, haciendo que el enlace Z-O sea más covalente y el enlace O-H sea más polar. Como consecuencia, aumenta la tendencia a donar el hidrógeno como ión H+. Ejemplos de oxiácidos

7 Fuerza de los oxiácidos
Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación: aumenta la fuerza a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo central. Cl y Br tienen el mismo número de oxidación (+5), pero el Cl es más electronegativo que el Br. Por lo que la fuerza relativa de estos ácidos es: HClO3 > HBrO3. En resumen:

8 Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él:
aumenta la fuerza a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central.

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10 Ejercicio de práctica. Respuesta: H3PO3 Justificación: Ambos ácidos tienen el mismo átomo central, el P, solo que unido a diferente número de átomos de oxígeno. En este caso, el ácido en el que el átomo central (P) tiene menor número de oxidación, es el ácido más débil.

11 Hidruros binarios En cualquier periodo, los hidruros más básicos están a la izquierda, y los más ácidos a la derecha. Esta tendencia está relacionada con el aumento de electronegatividad conforme se avaza de izquierda a derecha. ej.: NaH reacciona con agua para producir OH- En un grupo, hay una tendencia al aumento de acidez con el número atómico. Esta tendencia está relacionada con la disminución de la fuerza de enlace conforme el átomo central se hace más grade. Ej. para el grupo 6A, la acidez varía de las siguiente manera: H2O < H2S < H2Se < H2Te

12 La fuerza de estos ácidos depende del grupo R. por ejemplo:
Ácidos carboxílicos. Son un grupo de ácidos orgánicos. La estructura de Lewis de estos ácidos se puede representar así: Grupo carboxilo La fuerza de estos ácidos depende del grupo R. por ejemplo: La presencia del átomo electronegativo Cl en el ácido cloroacético desplaza los electrones hacia el grupo R, por lo que hace al enlace O-H más polar. En consecuencia el ácido tiene mayor tendencia a ionizarse y por lo que es más fuerza.

13 Ejemplos de ácidos y bases fuertes

14 Fuerza de las bases Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos iónicos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto el Be). Los óxidos metálicos iónicos, en especial el Na2O y el CaO, tienen comportamiento básico al aumentar la concentración de iones OH- al reaccionar con agua. O2-(ac) + H2O (l) 2OH-(ac) Los hidruros y nitruros iónicos también reaccionan con H2O para formar OH-

15 ¿Qué es el pH? El pH es una escala matemática en la que se expresa la concentración de iones hidronio (H3O+) (soluciones ácidas) y lo iones hidróxido (solucione básicas)

16 Reacciones ácido - base
La reacción de un ácido con una base se llama reacción de neutralización porque las propiedades de estos compuestos se minimizan o se neutralizan cuando reaccionan entre sí, produciendo una sal y agua.

17 Para medir pH se emplea:

18 Algunos indicadores son mejores a pH bajos, otros, a pH moderado y otros, a pH alto.

19 Amortiguadores Una solución amortiguadora, buffer o tampón
Tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Se compone de Un ácido débil o una base débil su sal Ejemplos: - amoniaco, NH3 (base débil) y una sal de amonio, como NH4Cl Si se añade un ácido, el NH3 reacciona con los iones H+ Si se añade una base el ión NH4+ de la sal reacciona con el OH-

20 - Ácido acético CH3COOH (ácido débil) y la sal acetato de sodio CH3COONa.
Si se añade una base el ácido del sistema reacciona para neutralizar el OH- de la base. Si se añade un ácido, el ión CH3COO- (base conjugada) reacciona con los iones H+

21 Titulaciones ácido-base
Una solución amortiguadora, buffer o tampón Tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Se compone de Un ácido débil o una base débil su sal Ejemplos: - amoniaco, NH3 (base débil) y una sal de amonio, como NH4Cl Si se añade un ácido, el NH3 reacciona con los iones H+ Si se añade una base el ión NH4+ de la sal reacciona con el OH-