QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI- 123 EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE

Coca Cola Limpiadores amoniacales Vinagre Fármacos estomacales Definiciones de ácidos y bases Acidos Bases Frutas cítricas Jabón Aspirina Detergentes Coca Cola Limpiadores amoniacales Vinagre Fármacos estomacales Vitamina C                                 

Teoría deArrhenius Teoría de Lewis Definiciones de ácidos y bases Acido HCl + H2O  Cl -1 + H3O+1 Base NaOH + H2O  OH -1 + Na+1 Teoría de Lewis Acido BF3 Base :NH3 Reacción ácido-base F3B:NH3

Definiciones de ácidos y bases Acidos y bases comunes en el laboratorio Acidos Formula Molaridad Nítrico HNO3 16 Clorhídrico HCl 12 Sulfúrico H2SO4 18 Acético HC2H3O2 18 Bases Hidróxido amónico NH4OH 15 Hdróxido sódico NaOH sólido Hydróxido potásico KOH soólido

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 Hierro Zinc Magnesio Definiciones de ácidos y bases Una de las propiedades características de los ácidos es su capacidad para reaccionar con metales y producir hidrógeno Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 Algunos metales reaccionan con los ácidos mejor que otros. Hierro Zinc Magnesio

Propiedades químicas de los ácidos y las bases Propiedades de los ácidos : Poseen un sabor agrio. Colorean de rojo el papel de tornasol. Sus disoluciones conducen la electricidad. (escala de acidez). Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con algunos metales.

NaOH + HCl NaCl + H2O Definiciones de ácidos y bases Una de las propiedades características de las bases es que reaccionan con los ácidos para producir una sal. Es lo que se conoce como reacción de neutralización. NaOH + HCl NaCl + H2O La neutralización de las ácidos grasos en la piel produce jabón , y por eso las bases son resbaladizas al tacto. Cuando un ácido reacciona con una base forma sal más agua KOH + HNO3 KNO3 + H2O

Propiedades de las bases o álcalis: Tienen un sabor amargo . Colorean de azul el papel de tornasol. Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad. Reaccionan con los ácidos para formar sal más agua.

NH3 + H2O NH4+ + OH- Teoría de Bronsted-Lowry H+ Aceptado Definiciones de ácidos y bases Teoría de Bronsted-Lowry Acido Donador de protones añade H+ al disolvente Base Aceptor de protones elimina H+ del disolvente  Esta definición explica como sustancias como el amoniaco pueden actuar como bases. NH3 + H2O NH4+ + OH- H+ Aceptado

Ácidos y bases de Brönsted - Lowrry

El comportamiento ácido-base se relaciona con la capacidad para transferir protones H+ desde una especie a otra según una reacción del tipo: HA (ac) + H2O(l)  A- (ac) + H3O+ (ac) HA (ac) + B(ac)  A- (ac) + BH+ (ac) H2O(l) + B(ac)  OH- (ac) + BH+ (ac)   

Definición de ácido HCl(ac) + H2O(l)  H3O+ (ac) + Cl- (ac) Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra especie. HCl(ac) + H2O(l)  H3O+ (ac) + Cl- (ac) HCOOH(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + HCOO- (ac) H+(ac) + H2O(l)  H3O+(ac)

Definición de base NH3(ac) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH-(ac) Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra especie. NH3(ac) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH-(ac)

Reacciones ácido-base CH3COOH (ac)+ NaHCO3(ac)  CH3COONa(ac)+ H2CO3(ac)

Par ácido-base conjugado En un equilibrio ácido-base, ambas reacciones la directa y la inversa comprenden transferencia de protones. NH3(ac) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH - (ac) base 2 ácido 1 ácido 2 Base1 H+

¿Qué es un par ácido base conjugado? Un ácido y una base que solo difieren en la presencia o ausencia de un protón, se denomina par ácido-base conjugado. Ejemplo NH4+(ac) / NH3(ac) H2O (l) / OH - (ac)

Así, el OH - es la base conjugada del H2O que se comporta como ácido. En general Todo ácido tiene asociado una base conjugada formada al añadir un protón a la base. Así, el OH - es la base conjugada del H2O que se comporta como ácido. Toda base tiene asociada un ácido conjugado formado al añadir un protón a la base. Así, el NH4+ es el ácido conjugado de NH3 que se comporta como una base.

a) HBr + ……..  ………. + H3O+ b) …….. + H2O  NO2- + ………. 1. Complete las siguientes reacciones ácido-base, identificando cada una de las especies y los pares ácido-base conjugados a) HBr + ……..  ………. + H3O+ b) …….. + H2O  NO2- + ………. c) HCl + NH3  ………. + ………. d) C6H5-NH3+ + H2O  ……… + ...…….. e) CH3NH2 + …….  ……… + OH-

Rta . a) HBr + H2O  Br- + H3O+ b) HNO2 + H2O  NO2- + H3O+ c) HCl + NH3  NH4+ + Cl- d) C6H5-NH3+ + H2O  C6H5-NH2 + H3O+ e) CH3NH2 + H2O  CH3-NH3+ + OH-

2. ¿Cuál (es) de los siguientes pares de sustancias, son pares ácido-base conjugado? I. H3O+ / OH- II. C6H5NH3+/ C6H5NH2 III. H2SO4 / SO4-2 IV. H3O+ / H2O a) sólo I b) sólo II c) sólo IV d) II y III e) II y IV

3. De los siguientes enunciados es son verdaderos: Sí, una especie acepta H3O+ es un ácido. F El ión OH– es la base conjugada del H3O+. F Sí, en una reacción química se transfieren protones, es una reacción ácido-base. V d) Sí, dos especies difieren en la presencia o ausencia de varios protones en sus estructuras estas corresponden a un par ácido-base conjugado. F e) El NH2+ es el ácido conjugado del NH3 F

Observemos el comportamiento del agua en algunas reacciones. HCl(ac) + H2O(l)  Cl- (ac) + H3O+(ac) ác. 1 base 2 base conj1 ác. conj 2 H2O(l) + NH3(ac)  OH- (ac) + NH4+(ac)

¿Qué papel cumple el agua? H2O se comporta como …. base en la reacción con el HCl. H2O se comporta como …. Ácido en la reacción con el NH3. Algunas sustancias pueden actuar como ácido en unas situaciones o como bases en Otras, estas especies reciben el nombre de Anfolitos o anfóteros ácido-base.

anfolitos El HS1- es anfolito El HSO41- no es anfolito Ka1 > 1 Ka2 < 1 H2SO4 + H2O  HSO41- + H3O1+ HSO41- + H2O  SO42- + H3O1+ HSO41- base muy débil HSO41- ácido No es anfolito ya que la 1 reacc. no es reversible. Por lo tanto no puede actuar como base en una reacción. Ka1 < 1 Ka2 < 1 H2S + H2O  HS1- + H3O1+ HS1- + H2O  S2- + H3O1+ HS1- base conj fuerte HS1- ácido Es anfolito ya que la 1 reacción es reversible, entonces la base conj . fuerte puede aceptar fácilmente un protón

HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+ + C2H3O2-(aq) acido base acido base Producto iónico del agua  El agua es una sustancia anfotérica que puede actuar como un ácido o como una base. HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+ + C2H3O2-(aq) acido base acido base H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) acido base acido base

Autoionización del agua Producto iónico del agua Autoionización del agua Las moléculas de agua reaccionan entre ellas para formar iones. H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) (10-7M) (10-7M) En una disolución neutra la concentración de ambas especies es igual. Kw = [ H3O+ ] [ OH- ] = 1.0 x 10-14 a 25oC [ H3O+ ] = [ OH- ] = x Kw = x * x = x2 √1.0 x 10-14 = x [ H3O+ ] = [ OH- ] = 1.0 x 10-7

Producto iónico del agua

-logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1.0x10-14) pH y pOH En 1909 Soren-Sorgensen, bioquímico que trabajaba en la cervecería Calsberg, propuso un método para expresar la acidez de una disolución. Definió el término llamado pH. pH = -log[H+] [H+]= [H3O+] pOH = -log[OH-] KW = [H3O+][OH-]= 1.0x10-14 -logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1.0x10-14) pKW = pH + pOH= -(-14) pKW = pH + pOH = 14

Sí, en una disolución : 1.  H3O+  = OH - es neutra 2.  H3O+  >> OH - es ácida 3.  H3O+  << OH - es básica A medida que aumenta la concentración de uno de ellos disminuye la del otro y su producto permanece constante e igual .

pH y pOH Escala de pH y pOH pH  7 la disolución es básica pH = 7 la disolución es neutra pH  7 la disolución es ácida

Escala de pH y sustancias de uso común