EQUILIBRIO ACIDO -BASE

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1 EQUILIBRIO ACIDO -BASE
Los electrolitos se clasifican en ácidos, bases y sales. Para el caso de ácidos y bases se encuentran diferentes definiciones. Svante Arrhenius: En solución acuosa, los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno o protones (H+) En solución acuosa, las bases son compuestos que liberan iones hidroxilo (OH-) Brönsted y Lowry: Ácidos son compuestos que pueden ceder protones. Bases son compuestos que pueden captar protones. Lewis: Ácido es todo compuesto que puede aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente. El protón (H+) es ácido porque es deficiente en electrones de valencia. El ion hidroxilo (OH-) es base porque posee de electrones disponibles para compartir.

2     BF3 es un ácido de Lewis y el NH3 es una base B F N H B F N H
Compuestos anfipróticos: son aquellos que actúan como ácido o como base Las tres teorías ácido-base tienen la misma validez. Las dos primeras teorías son casos particulares de la teoría de Lewis.

3 CONCEPTO DE ACIDO Y BASE CONJUGADA
HA B A BH+ ácido base base ácido 2 El ácido 1 al ceder H+ se transforma en base 1, su base conjugada La base 2 al captar H+ se transforma en ácido 2, su ácido conjugado HCl + H2O H+ + Cl- Un ácido fuerte genera una base conjugada débil CH3COOH + H2O CH3COO- + H+ Un ácido débil genera una base conjugada fuerte Para las bases (fuertes o débiles) se aplica el mismo concepto

4 DISOCIACIÓN DEL AGUA Ki H2O = Ki = Ki H2O = Kw Kw =
H3O OH   H2O H OH    H   OH-  Ki H2O =  H   OH-  Ki =  H2O  Ki H2O = Kw Kw =  H   OH-  A 25 ºC, Kw = 1 • , ya que ki = 1,8 • y H2O = 55,5 M  H  =  OH-  = 10-7 M En el agua pura se cumple que

5 DISOCIACIÓN DEL AGUA La relación:  H  =  OH- = 10-7 M  H  •
(producto iónico del agua) Se aplica no sólo al agua pura, sino que a cualquier solución acuosa, aún cuando las concentraciones de H+ y OH- sean diferentes entre sí Así por ejemplo, si en una solución, la  H  es 10-3 M , la  OH-  será M Cuando en una solución, la  H    OH- , la solución es ácida. Cuando en una solución, la  H  =  OH- , la solución es neutra. Cuando en una solución, la  H    OH- , la solución es básica.

6 CONCEPTO DE pH Ej. 0,0000001 = 10-7 - log = 7 Como p= -log pH = 7
Se define al operador p, como el logaritmo negativo de (p = -log) Logaritmo de un número es el exponente al cual hay que elevar 10 (la base) para obtener ese número. Base= 10 Ej. 0, = 10-7 Exponente= -7 Logaritmo = -7 -1 - log = 7 Como p= -log pH = 7 -log [H+]  H  •  OH- = M log  H  + log  OH- = 10-14 pH pOH = 14

7 Es válida para concentraciones iguales o inferiores a 1M.
ESCALA DE pH: Va de 0 a 14 H pH pOH + 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x 1 x etc... -1 -2 pH ácido -3 -4 -5 -6 -7 pH neutro - 8 - 9 -10 -11 pH básico

8 ESCALA DE pH

9 DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES, Ka y Kb
Un ácido es fuerte cuando, al ser puesto en un solvente, se disocia por completo. De hecho, un ácido fuerte no tiene constante de equilibrio. HNO3 H NO3- Inicio x10-3 M Final x10-3 M x10-3 M [H+]= 1 x10-3 M; pH ? (-log [H+]) -log 1 x10-3 = - (log 1 + log 10-3) = (-3) -log 1 x10-3 = pH =

10 DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES, Ka y Kb
Si tenemos una base fuerte, la disociación también es completa BOH B OH- Inicio ,1 M Final , ,1 pOH = -log [OH-) pOH = -log 0,1 pOH = 1 pH pOH = 14 pH = pH = 13

11 Ka = Keq Cálculo de pH en soluciones de ácidos débiles.
Se dice que un ácido es débil, cuando en solución acuosa se disocia sólo parcialmente. Por lo tanto es también un electrolito débil. Ej. La disociación del ácido acético alcanza cierto punto, el equilibrio. CH3COOH CH3COO- + H+ Por lo tanto poseen una constante de equilibrio, también llamada constante de disociación del ácido o constante de acidez. Esta constante es propia de cada ácido y su valor sólo será afectado por la temperatura. Ka = Keq

12 El ácido acético tiene una Ka= 1,78 x 10-5. Determine el pH de
Ejercicio-Ejemplo: El ácido acético tiene una Ka= 1,78 x Determine el pH de una solución 0,1 M del ácido. CH3COOH CH3COO- + H+ Inicio ,1 M Final ,1 - X x x X, representa lo que se disocia. Por lo tanto se le resta al ácido. La cantidad disociada es igual a la [H+] y a la [CH3COO-] Si recordamos que la disociación del ácido está regida por su Ka: [H+] • [CH3COO-] Ka = [CH3COOH] [X] • [X] Ka= [0,1 -X] 1,78 x 10-5 [X] • [X] [0,1 -X] =

13 pH = 2,88 X= 1,334 x10 -3 = [H+] = = Ka = = = -log [H+] = pH
Considerando que: [CH3COOH] 0,1 = = 5,6 x103: ,1 -x = 0.1 (desprecio X) Ka 1,78 x 10-5 1,78 x 10-5 X2 0,1 = 1,78 x 10-5 [X] • [X] 0,1 = 1,78 x 10-6 X2 = X= 1,334 x10 -3 = [H+] -log [H+] = pH pH = 2,88

14 CÁLCULO DE pH EN SOLUCIONES DE ÁCIDOS.
1.- Solución de ÁCIDO FUERTE: - significa que se disocia por completo - Ej: HCl 2 x M HCl H Cl inicial: 0,02 M Final: , ,02 pH = - log H + - log 0, = 1,699 pH = 1, pH ácido

15 2.- CÁLCULO DE pH EN SOLUCIÓN DE BASE FUERTE
Ej: NaOH 0,05 M - se disocia por completo - NaOH Na OH Inicial: ,05 M Final: , ,05 pOH = - log OH - - log 0,05 = 1,3 pOH =1,3 pH = pOH pH = 12, pH básico

16 equilibrio Keq = 3.- CÁLCULO DE pH DE SOLUCIÓN DE ÁCIDO DÉBIL
Ej: CH3 COOH 0,02 M equilibrio - no se disocia por completo - CH3 COOH CH3COO H Inicial: ,02 M (final:) Equilibrio: 0, x x x Keq = CH3COOH CH3COO H = 1,75 x 10 - 5 = Ka 1,75 x = - 5 x 2 0,02 - x Ecuación de 2° grado

17 La ecuación de 2° grado se resuelve:
+ b a c - b - x = x = 2 a pero si : conc. inicial Keq 100 Ka = x 2 conc. inicial - se elimina conc. inicial y queda:

18 Ej: Calcular el pH de una solución de CH3COOH 0,004 M
16 Ej: Calcular el pH de una solución de CH3COOH 0,004 M CH3COOH CH3COO H i : , eq: ,004 - x x x -5 Ka = 1,75 x 10 4 x 10 -3 1,75 x 10 -5 = 235,3 100 Puede despreciarse la x en el denominador 1,75 x = x 2 4 x 10 x = (1,75 x 10 ) ( 4 x 10 )

19 - 4 + x = 2,6 x 10 H + pH = -log H -4 pH = -log 2,6 x = 3,59 pH = 3,6 pH ácido Si se quiere conocer el pOH: pOH = 14 - pH pOH = 10,4

20 Kb = CALCULAR EL pH DE UN SOLUCIÓN DE BASE DÉBIL.
Se procede en forma análoga , pero se tiene que conocer la Kb y con ese dato primero se obtiene el pOH y luego por diferencia se calcula el pH. Kb = B OH BOH -5 Ej : NH4 OH Kb = 1,8 x 10 NH4OH NH OH Kb = NH4 OH NH4OH = 1,8 x 10 -5