Equilibrio: ácidos, bases y sales

Ácidos y bases de Arrhenius DEFINICIONES Ácidos y bases de Arrhenius Acido: disuelto en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (protones) Base: disuelta en agua, aumenta la concentración de iones hidroxilo Ácidos y bases (Brønsted-Lowry) Ácido, dona protones Debe contener protón removible o acídico base, acepta protones Debe contener un par de electrones no enlazantes

HCO3− HSO4− H2O Si se comporta como ácido y base: DEFINICIONES Sustancia ANFIPRÓTICA HCO3− HSO4− H2O

Cuando un ácido se disuelve en agua……. Agua actúa como base de Brønsted–Lowry y remueve un protón (H+) desde el ácido. Como consecuencia, se forma una base conjugada del ácido y un ion hidronio.

Acidos y bases conjugadas Reacciones entre ácidos y bases siempre producen sus ácidos y bases conjugadas

Constante de disociación ácida (Ka) HA(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + A-(ac)

Fuerza de ácidos y bases Ácidos fuertes, completamente disociados en agua Bases conjugadas muy débiles Ácidos débiles solo parcialmente disociados en agua Bases conjugadas son bases débiles

Fuerza de ácidos y bases Compuestos con una acidez despreciable no se disocian en agua: Bases conjugadas bastante fuertes

Fuerza de ácidos y bases En cualquier reacción ácido base, el equilibrio favorecerá la reacción en donde el protón se transfiere a la base más fuerte! HCl(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl−(ac) H2O es una base mucho más fuerte que el ion Cl−, de tal forma que el equilibrio se desplaza mucho más hacia la derecha (K>>1).

Fuerza de ácidos y bases Acetato es una base más fuerte que el H2O, de tal forma que el equilibrio favorece el lado izquierdo (K<1). C2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2−(aq)

Autoprotólisis (autoionización) del agua Agua es una molécula anfiprótica (anfotérica) En agua pura, unas pocas moléculas actúan como bases y otras pocas como ácidos Denominado autoionización H2O(l) + H2O(l) H3O+(ac) + OH−(ac)

Constante del producto iónico Expresión del equilibrio para este proceso: Kc = [H3O+] [OH−] Esta especial constante de equilibrio se denomina como constante del producto iónico del agua, Kw (valor depende de la T) A 25°C, Kw = 1 x 10-14 T Kw 0 oC 0.05x10-14 25 1.0x10-14 37 3.8x10-14

pH Definido como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración de ion hidronio: pH = −log [H3O+] En agua pura: Kw = [H3O+] [OH−] = 1.0  10−14 Debido a que en agua pura [H3O+] = [OH−], [H3O+] = (1.0  10−14)1/2 = 1.0  10−7 pH = −log (1.0  10−7) = 7.00

pH Valores de pH para varias sustancias comunes

Existen otras escalas “p”…… “p” en pH significa tomar el logaritmo negativo de la cantidad (concentración de iones hidrógeno) Otros ejemplos similares son pOH, pKw, pKa, pKb, etc, etc También sucede que: pH + pOH = pkw = 14

Medición del pH Mediciones menos precisas: papel pH Papel “rojo” torna azul sobre ~ pH = 8 Papel “azul” torna rojo bajo ~ pH = 5 Con indicador

Medición del pH Medición más precisa empleo de peachímetro, mide voltaje de la solución

ACIDOS FUERTES BASES FUERTES Siete son los ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, & HClO4. Son por definición, electrolitos fuertes y existen en su totalidad como iones en solución acuosa. Para ácidos fuertes monopróticos se cumple que: [H3O+] = [acid]. BASES FUERTES Las bases fuertes corresponden a hidróxidos solubles, hidróxidos alcalinos y alcalino térreos más pesados (Ca2+, Sr2+ & Ba2+). Disociados completamente en soluciones acuosas.

Constantes de disociación Para una disociación ácida general, la expresión de equilibrio sería: La constante de equilibrio se denomina constante de disociación ácida, Ka. HA(ac) + H2O(l) A−(ac) + H3O+(ac) [H3O+] [A−] [HA] Kc =

CONSTANTES DE DISOCIACION A mayor valor de Ka, mayor la fuerza del ácido.

Cálculo de Ka a partir del pH El pH de una solución de ácido fórmico 0,1M, HCOOH, medido a 25°C es de 2,38. Calcular el valor de Ka a esta temperatura Se sabe que: Cálculo de Ka requiere conocer las concentraciones en equilibrio de las tres especies! [H3O+] es la misma que [HCOO-], y pH = -log [H3O+] [H3O+] [COO−] [HCOOH] Ka =

Cálculo de Ka a partir del pH [HCOOH], M [H3O+], M [HCOO−], M Inicialmente 0.10 Cambio en concentración −4.2  10-3 +4.2  10-3 +4.2  10−3 Concentración en equilibrio 0.10 − 4.2  10−3 = 0.0958 = 0.10 4.2  10−3 [4.2  10−3] [4.2  10−3] [0.10] Ka = = 1.8  10−4

Porcentaje de disociación (ionización)

Tratamiento cuantitativo del equilibrio ácido/base ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS Y BASES DEBILES SALES DE ACIDOS DÉBILES Acido débil+ base fuerte ej acetato de sodio Base débil + acido fuerte ej. cloruro de amonio Acido débil´+ base débil ej acetato de amonio Acido fuerte + base fuerte ej cloruro de sodio

Relación entre Ka & Kb Ka & Kb se relacionan por la constante de disociación del agua para un par ácido/base conjugado: Ka  Kb = Kw Conociendo una, se puede calcular la otra y viceversa….

Cálculo exacto de pH a través de la ecuación de balance de protones (PBE) Lado izquierdo de la ecuación todas las especies formadas por consumo de protones Lado derecho de la ecuación todas las especies que se forman por pérdida de protones Expresar todas las especies en función de la concentración de protones Buscar la expresión matemática que permita resolver el cálculo de la concentración de protones y por tanto el pH

Cálculo del pH a partir de una solución de ácido clorhídrico 0,1M

Cálculo de pH (exacto) para un par ácido base conjugado PBE = ?? Ecuación exacta desarrollada sin supuestos. Muy complicada por lo que afortunadamente puede ser simplificada

Soluciones que contienen solo un ácido débil Cálculo de pH a partir de este tipo de soluciones Ejemplo calcule el pH de una solución de ácido salicílico 0,01M, el cual posee una ka de 1,06 x 10-3 a 25ºC

BASES DEBILES Bases reaccionan con agua para generar ion OH-

Bases débiles Kb puede ser empleado para calcular [OH−] y a través de él, pH

Cálculo de pH de una base débil

Factores que afectan la fuerza de un ácido A mayor polaridad del enlace H-X y/o más débil sea este enlace, más ácido será el compuesto resultante La acidez aumenta de izquierda a derecha a través de una fila de arriba hacia abajo en un grupo

Fuerza ácida y electronegatividad del átomo unido a OH de un oxiácido a mayor electronegatividad de Y (Y-OH) mayor acidez del ácido correspondiente

Factores que afectan la fuerza de un ácido hipocloroso cloroso clórico perclórico para una serie de oxiácidos, la acidez aumenta con el número de átomos de oxígeno en la molécula

Factores que afectan la fuerza de un ácido las bases conjugadas de ácidos carboxílicos se estabilizan por deslocalización electrónica. Esto hace que el ácido sea más fuerte. la deslocalización electrónica se puede demostrar con estructuras de resonancia.