EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE

Definición Según Brönsted - Lowry. Ácido: Sustancia capaz de donar protones y formar una base conjugada. Base: Sustancia capaz de captar protones y formar un ácido conjugado.   Cloruro es la base conjugada del ácido clorhídrico ácido1 ácido2 base1 base2   Amonio es el ácido conjugado de amoniaco. base1 ácido1 base2 ácido2 Anfolito

Comportamiento Dual del Agua. Anfolito: Sustancia que dependiendo con quien se encuentre, puede actuar como ácido o como base. Equilibrio de Auto-ionización del Agua. H2O en estado puro, no conduce electricidad  Electrolito Débil  

a T = 25°C, KW = 10 – 14   Esto Implica que a 298,15 K Visión Cualitativa: Medio Ácido, si : Medio Básico, si:

Escala de pH. pH : Medida cuantitativa de la acidez o basicidad de una solución. Solución Ácida, pH < 7.00  [H+] > 10–7 M Solución Neutra, pH = 7.00  [H+] = 10–7 M Solución Básica, pH > 7.00  [H+] < 10–7 M pH = – log [H+] A partir del producto iónico del agua, se obtiene: pH 14 pOH pH = pOH = 7 Medio Neutro

Fuerza de Ácidos y Bases. Fuertes: Corresponde a electrolitos fuertes, Ej.: HCl, HNO3, H2SO4. Débiles: Corresponde a electrolitos débiles, Ej.: CH3COOH (HAc), NH4+. La fuerza relativa entre Ácidos Débiles o Bases Débiles se hace comparando sus constantes de acidez (Ka) o basicidad (Kb) Bases Fuertes: Corresponde a electrolitos fuertes, Ej.: NaOH, KOH, Ba(OH)2. Débiles: Corresponde a electrolitos débiles, Ej.: NH3.

10 4 , × = COOH] [CH ] COO ][CH [H K CH H COOH Entre mayor sea el valor de la constante de acidez (Ka) para un ácido débil, este se comportará como un ácido fuerte. Entre mayor sea el valor de la constante de basicidad (Kb) para una base débil, esta se comportará como una base fuerte. 5 3 10 4 , - + × = COOH] [CH ] COO ][CH [H K CH H COOH c (ac)    

Porcentaje de Ionización.   Bases Débiles.    

Relación Entre Ka y Kb.    

Propiedades Ácido – Base de la Sales. Hidrólisis: En una sal, corresponde a la reacción de un catión, un anión o ambos con agua lo cual afecta el valor de pH. a. Sales que producen soluciones neutras: Solución de Sales de metales alcalinos o alcalino-térreos con una base conjugada proveniente de una ácido fuerte. Ej: NaCl, Be(NO3)2 b. Sales que producen soluciones básicas: Solución de Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil. Ej: NaAc  

  c. Sales que producen soluciones ácidas: Solución de Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil. Ej: NH4Cl    

d. Sales en las que se hidroliza el catión y el anión: Sales derivadas de un ácido débil y una base débil. El pH final de la solución depende de las fuerzas relativas de del ácido débil y de la base débil. Consideraciones: Kb(anión) > Ka(catión)  Solución básica. Kb(anión) < Ka(catión)  Solución ácida. Kb(anión)  Ka(catión)  Solución casi neutra.

Implica un cambio en el valor de pH Efecto del Ión Común: Se presenta en disoluciones de dos solutos que poseen un mismo ión común (Catión o Anión). Ión Común 5 3 10 4 , - + × = COOH] [CH ] COO ][CH [H K CH H COOH a (ac)    Electrolito Fuerte Implica un cambio en el valor de pH

  Ecu. Henderson - Hasselbach     Ejemplo: Soluciones Amortiguadoras, Tampón o Buffer: Son soluciones capaces de mantener un valor de pH a pesar de la adición de pequeñas cantidades de ácido o base. La fuerza de un tampón aumenta a mediada que las [HA] y [A–] son mayores. El pH de un tampón está dado por su valor de pKa (pH = pKa ± 1)