1.- Sistema ácido base conjugado 2.- Ionización del agua y pH 3.- Disoluciones amortiguadoras 4.- Hidrólisis de sales 5.- Titulaciones

Según Brönsted y Lowry en disolución acuosa Ácidos: son especies dadoras de protones, éstos pasan a moléculas de agua, formándose H3O+

Bases: son especies que reciben protones

ácido  base conjugada + protón Sistema conjugado ácido  base conjugada + protón El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra base. En consecuencia se establece un equilibrio en un doble sistema conjugado: Ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1

Ssistema conjugado H2SO4 + H2O HSO4- + H3O- HCO3- + H2O H2SO3 + 0H- BASE CONJUGADA ÁCIDO CONJUGADO ACIDO BASE HCO3- + H2O H2SO3 + 0H- BASE CONJUGADA BASE ACIDO ÁCIDO CONJUGADO

Sistema conjugado NH3 + H2O NH4 + OH-

H3O+ H2O OH- H2SO4 HSO4- SO42- NH4+ NH3 NH2- H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- Àcido conjugado Base conjugada H3O+ H2O OH- H2SO4 HSO4- SO42- NH4+ NH3 NH2- H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- CH3COOH CH3COO- CH3NH3+ CH3NH2

El agua como anfótero

Fuerza de los electrolitos Fuertes Débiles

agua y concepto de pH. Kw = [H3O+][OH-] H2O + H2O H3O+ + OH- . Ionización del agua y concepto de pH. H2O + H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-]

A 25 ºC se cumple que: Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14 Sacando logaritmos y cambiando el signo Log Kw = - Log [H3O+] - Log [OH-] pKw = pH + pOH = 14 Esta expresión permite relacionar las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo en una disolución

[ H3O+ ] pH carácter 10 -1 1 ácido 10 -2 2 10 -3 3 10 -4 4 10 -5 5 10 -6 6 10 -7 7 neutro 10 -8 8 básico 10 -9 9 10 -10 10 10 -11 11 10 -12 12 10 -13 13 10 -14 14

Efecto de ión común HF(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + F-(aq) NaF(s) + H2O(l) Na+(aq) + F-(aq) F-(aq) es el ión común Cambia el equilibrio, pH aumenta

Efecto del ión común Para bases NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) Se agrega NH4Cl(s): NH4Cl(s) + H2O  NH4+(aq) + Cl-(aq) Cambia el equilibrio, pH disminuye

Efecto del ión común Ejemplo: 2.0 M HF(aq) tiene un pH = 1.4 Se agrega NaF(s) hasta [NaF(aq)] = 2.0 M, calcular el pH (Ka (HF) = 7.2 x 10-4)

Efecto del ión común HF(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + F-(aq) NaF(s) + H2O(l)  Na+(aq) + F-(aq) Inicial Equilibrio HF(aq) 2.0 2.0 - x F- 2.0 2.0 + x (de NaF + HF) H3O+ 0 x (de la disociación HF)

Efecto del ión común (x se desprecia) [H3O+] [F-] Ka = 7.2 x 10-4 = [HF] x (2.0 + x) = 2.0 - x X (2.0) (x se desprecia) » 2.0 » x

Efecto del ión común [H3O+] = x = 7.2 x 10-4 M pH = -log10 (7.2 x 10-4) = 3.14 (era 1.4 antes de la adición de NaF)

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS Estas disoluciones tienen la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agrega un ácido o base Debe estar presente un ácido o base débil y su sal Por ejemplo : CH3COOH y CH3COO- CH3COO- + H+  CH3COOH CH3COOH + OH-  CH3COO- + H2O

CH3COOH y CH3COO- y se agrega un ácido fuerte

CH3COO- + H+  CH3COOH

CH3COOH y CH3COO- y se agrega una base fuerte

CH3COOH + OH-  CH3COO- + H2O

Ecuación de Henderson-Hasselbalch AH  A- + H3O+ Ka =  A-  H3O+  AH  =  A-  H3O+  AH  Ka =  A-  -Log H3O+  AH  -Log Ka - Log =  A-  pH  AH  pKa + Log

HIDRÓLISIS El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua y se produce la hidrólisis

1.- Sal de ácido fuerte y base fuerte Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4 casos distintos: 1.- Sal de ácido fuerte y base fuerte Ejemplo: NaCl, KI, NaNO3, etc. HCl + NaOH NaCl + H2O Na+ + H2O ⇒ No reacciona Cl- + H2O ⇒ No reacciona

2.- Sal de ácido fuerte y base débil HCl + NH3  NH4Cl Ejemplos: NH4Cl, NH4NO3, etc. NH4Cl + H2O  NH4+ + Cl- Cl- no hidroliza NH4+ hidroliza NH4+ + H2O  NH3+ H3O+ Ka = NH3 H3O NH4+ La sal producida genera una disolución ácida

3.- Sal de ácido débil y base fuerte       CH3COOH + NaOH  CH3COONa Ejemplos: CH3COONa, KCN, Na2CO3, etc. 3.- Sal de ácido débil y base fuerte CH3COO Na + H2O  Na+ + CH3COO- Na+ no hidroliza CH3COO- hidroliza CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- Kb =  CH3COOH   OH-  CH3COO-  La sal producida genera una disolución básica

4.- Sal de ácido débil y base débil CH3COOH + NH3  CH3COO NH4 Ejemplos: NH4CH3COO, NH4CO3 CH3COONH4 + H2O  NH4+ + CH3COO- NH4+ hidroliza CH3COO- hidroliza El pH de la disolución va depender de la Ka y Kb

Titulación Punto de equivalencia Moles de ácidos = moles de base

1.- Titulación de un acido fuerte con una base fuerte

2.- Titulación de un ácido débil con una base fuerte

3.- Titulación de una base débil con un ácido fuerte