Equilibrio ácido-base

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. BASES Tienen un sabor amargo. Se sienten resbalosos. Muchos jabones contienen bases.

Arrhenius Arrhenius (1883) Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, se disocia formando H+ Base: Sustancia que, en disolución acuosa se disocia formando OH¨ Reacción de neutralización: Limitaciones Sustancias con propiedades básicas o acidas que no contienen protones, H+, o iones hidroxilo (Ej. NH3) Se limita a disoluciones acuosas.

Lowry Brønsted (1923) Un ácido de Lowry Brønsted es una sustancia que puede donar un protón. Una base de Lowry Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón. base ácido ácido base ácido conjugado base conjugada base ácido

Propiedades ácido-base del agua Autoionización del agua H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Autoionización del agua O H + - [ ] ácido conjugado base H2O + H2O H3O+ + OH- ácido base conjugada

El producto iónico del agua Kc = [H+][OH-] [H2O] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [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. La solución es [H+] = [OH-] neutra A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] > [OH-] ácida [H+] < [OH-] básica

¿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

pH – Medida de la acidez pH = -log [H+] La solución es A 250C neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+]

Para toda solución acuosa a 25 oC pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 Para toda solución acuosa a 25 oC pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una región metropolitana en un día normal es 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

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)

Los ácidos débiles son electrolitos débiles HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac) HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (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 Las bases débiles son electrolitos débiles F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) Pares ácido-base conjugadas: La base conjugada de un ácido fuerte no tiene medida de fuerza. El ácido conjugado de una base 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. HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac ) + Cl- (ac) ácido base conjugada NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O base Ácido conjugado

¿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) Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿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 0.018 M 0.0 M 0.0 M Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6

Ácidos débiles (HA) y las constantes de ionización de un ácido HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka = [H+][A-] [HA] Ka es la constante de ionización de un ácido Fuerza de un ácido débil Ka

¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 250C)? Ka = [H+][F-] [HF] = 7.1 x 10-4 HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Inicial (M) 0.50 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) 0.50 - x x x Ka = x2 0.50 - x = 7.1 x 10-4 Ka << 1 0.50 – x  0.50 Ka  x2 0.50 = 7.1 x 10-4 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 M

¿Cuándo se puede utilizar la aproximación siguiente? Ka << 1 0.50 – x  0.50 Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído. Menor que 5% La aproximación estaría correcta. 0.019 M 0.50 M x 100% = 3.8% x = 0.019 ¿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 M 0.05 M x 100% = 12% Mayor que 5% La aproximación no estaría correcta. Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrática.

Para un ácido monoprótico HA Concentración del ácido ionizado en equilibrio Concentración inicial del ácido x 100% Porcentaje de = ionización Para un ácido monoprótico HA Porcentaje de = ionización [H+] [HA]0 x 100% [HA]0 = concentración inicial

Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac) Kb Kb = [HA][OH-] [A-] [H+] KaKb = Kw Ácidos débiles y su base conjugada Ka = Kw Kb

Propiedades ácido-base de las sales Soluciones neutras: Las sales formadas por un ácido fuerte y una base fuerte 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) Soluciones ácidas: Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil. NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac) H2O NH4+ (ac) + H2O(l) NH3 (ac) + H3O+ (ac)

El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta. La presencia de un ion común “suprime” la ionización de un ácido débil o de una base débil. Considere la mezcla de CH3COONa (sal, electrolito fuerte) y CH3COOH (ácido débil). Ion común CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac)

Henderson-Hasselbalch Mezcla de sal NaA y un ácido débil HA. NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac) Ka = [H+][A-] [HA] HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+] = Ka [HA] [A-] -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A-] -log [H+] = -log Ka + log [A-] [HA] Ecuación de Henderson-Hasselbalch pH = pKa + log [base conjugada] [ácido] pH = pKa + log [sal] [ácido]

Mezcla de sal BHA y una base débil B. BHA (s) BH+ (ac) + A- (ac) B (ac) + H2O (l) BH+ (ac) + OH- Kb = [BH+][OH-] [B] [OH-] = Kb [B] [BH+] -log [OH-] = -log Kb - log [B] [BH+] -log [OH-] = -log Kb + log [BH+] [B] pOH = pKb + log [ácido conjugado] [base] [sal] [sal] pOH = pKb + log pH = 14 - pKb - log [base] [base]

Titulaciones En una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa. Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia Agregar lentamente una base a un ácido desconocido HASTA que cambie de color a (rosa)

Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac) OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l)

Titulación de un ácido débil con una base fuerte CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac)

Titulación de una base débil con un ácido fuerte HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) En el punto de equivalencia (pH < 7): NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac)

HNO2 (ac) + OH- (ac) NO2- (ac) + H2O (l) Una muestra de 100 mL de 0.10 M HNO2 son titulados con una solución 0.10 M NaOH. ¿Qué pH hay en el punto de equivalencia? empieza (moles) 0.01 0.01 HNO2 (ac) + OH- (ac) NO2- (ac) + H2O (l) finaliza (moles) 0.0 0.0 0.01 [NO2-] = 0.01 0.200 = 0.05 M Volumen Final = 200 mL NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) 0.05 0.00 0.00 -x +x +x 0.05 - x x x Kb = [OH-][HNO2] [NO2-] = x2 0.05-x = 2.2 x 10-11 0.05 – x  0.05 pH = 14 – pOH = 8.02 x  1.05 x 10-6 = [OH-] pOH = 5.98

Indicadores ácido-base HIn (ac) H+ (ac) + In- (ac)  10 [HIn] [In-] Color del ácido (HIn) predomina  10 [HIn] [In-] Color de la base conjugada (In-) predomina

¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO2 con KOH ? Ácido débil titulado con una base fuerte. En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil. En el punto de equivalencia, pH > 7 Se usaría rojo cresol o fenoftaleina

Curva de titulación de un ácido fuerte con una base fuerte