Equilibrio : acido – base débiles 3 clase Equilibrio : acido – base débiles

HA + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac) Para un ácido genérico HA en disolución se produce la reacción reversible . HA + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac) Ka < 1, la constante de disociación o acidez del ácido vendrá dada por: Ka =  H3O+  eq  A- eq  HA eq Y la expresión del % de ionización es: si es muy débil %i < 5% % =  H3O+ eq * 100  HA  inicial

Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka. Sí : Ka >>> 1 Acido fuerte () Ka <<< 1 Acido débil ()

[A–] [H+] [HA] Ácido fuerte                 Ácido débil               

B + H2O  BH+ (ac) + OH- (ac) Análogamente se tendrá para una base genérica B: B + H2O  BH+ (ac) + OH- (ac) Kb < 1 la constante de disociación o constante de basicidad será, en este caso Kb =  BH+ eq  OH- eq  B eq Y la expresión del % de ionización es: Si el % i < 5% es muy débil % =  OH- eq * 100  B  inicial

Sí : Kb >>> 1 Base fuerte () Si, la base es fuerte el equilibrio estará desplazado hacia la derecha y, por tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad para captar protones y convertirse en BH+. Sí : Kb >>> 1 Base fuerte () Kb <<< 1 Base débil ()

Fuerza de los ácidos y las bases Ácidos débiles: Se disocian parcialmente en agua. Muchos ácidos son débiles. HC2H3O2 (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C2H3O2-(aq)

Fuerza de los ácidos y las bases Ácidos débiles:

Fuerza de los ácidos y las bases Acidos débiles

CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS DÉBILES A 25°C Nombre Fórmula Ka Ácido acético CH3COOH 1,8  10-5 Ácido benzoico H(C7H5O2) 6,3  10-5 Ácido bórico H3BO3 5,9  10-10 Ácido cianhídrico HCN 4,9  10-10 + débil Ácido fluorhídrico HF 6,8  10-4 + fuerte Ácido fórmico HCOOH 1,7  10-4 Ácido hipocloroso HClO 3,5  10-8 Ácido nitroso HNO2 4,5  10-4

Recordemos que cuanto menor sea el valor de Ka, más débil será el ácido. Para valores de Ka/ [HA]i  10 -4 el valor de x es despreciable. Muchos ácidos débiles orgánicos son compuestos formados por C , H y O. En general, los átomos de H unidos al carbono no se ionizan en medio acuoso. Los H ionizables están unidos al O. RCOOH

Constante de ionización de un ácido Fuerza de los ácidos y las bases Constante de ionización de un ácido base conjugada ácido conjugado acido base CH3CO2H + H2O CH3CO2- + H3O+ Kc= [CH3CO2H][H2O] [CH3CO2-][H3O+] Ka= Kc[H2O] = = 1.8x10-5 [CH3CO2H] [CH3CO2-][H3O+]

Grado de disociación de un ácido Fuerza de los ácidos y las bases Grado de disociación de un ácido Porcentaje de ionización HA + H2O H3O+ + A- Grado de ionización = [H3O+] eq [HA] inicial % de ionizacion = [H3O+] eq [HA] inicial x 100%

Cálculo en disoluciones de ácidos débiles Ejemplo. Calcular el pH, la concentración de todas las especies y el % de ionización de una disolución que es 0.10 M en ácido acético (HAc). Ka = 1.8 x 10 -5.

concentraciones en el equilibrio, según la siguiente tabla: Rta: a ) Primero debes escribir la ecc. Química que representa la reacción del ácido en agua. Luego escribe las concentraciones iniciales , en este caso del àcido, como no sabes cuanto reacciona del ácido dale una concentración de cambio de - X (por consumirse ) al ácido y de + X a los productos ya que estos se forman en la reacción, luego determina las concentraciones en el equilibrio, según la siguiente tabla: Para calcular la concentración de todas las especies: 1º CH3 COOH (ac) + H2O(l)  CH3 COO- (ac) + H3O +(ac)   inicial 0,1 -----   cambio - X + X   equilibrio 0,1 - X X Como tenemos la formación de H3O +, debemos esperar que el pH sea ácido, o sea la [H3O+]  [HO- ] 2º Reemplazando las concentraciones en la expresión de la constante de equilibrio de acidez tenemos: Ka =  H3O +  CH3 COO-   CH3 COOH  Ka = X * X 0,1 - X como es Ka /  CH3 COOH  = 1,8  10-4 eso indica que es un ácido débil entonces el porcentaje de ionización es muy bajo y el valor de X muy pequeño y por ende despreciable frente al valor de concentración inicial del ácido que es 0,1 M, entonces la X de  0,1 - X  se hace cero . X = 0 y así la expresión queda reducida a: 0,1

Despejando X queda X 2 = Ka * 0,1 M _________ X =  ka * 0,1 M = _______________ X =  1,8  10-5 * 0,1 M = 1,34 * 10 – 3 M 3º Con este valor ya sabemos las concentraciones de todas las especies porque de acuerdo a lo indicado en nuestra tabla tenemos que:  H3O + = X = 1,34* 10 – 3 M  CH3 COO-  = X = 1,34 * 10 – 3 M CH3 COO-  = 0,1 M – X = 0,1M – 1,34 * 10 – 3 M = 0,0987 M 4º Ahora de la presencia del agua y su correspondiente equilibrio se puede calcular la concentración de [HO- ] . de : Kw = [H3O+] [HO- ] despejando [HO- ] = Kw como Kw = 1,00 x 10-14 [H3O+] entonces: [HO- ] = 1,00 x 10-14 = 7,49 x 10- 12 M. 1,34 * 10 - 3 [HO- ] = 7,49 x 10- 12 M.

5º Para calcular el pH y el pOH : de  H3O+ = 1,34 * 10 – 3 M reemplazando en pH = - log[H3O+] ¸ pH = - log 1,34 * 10 – 3 ; pH = 2,87 de [HO- ] = 7,49 x 10- 12 M reemplazando en pOH = - log [OH- ] = - log 7,49 x 10- 12 M ; pOH = 11,13 ó bien se pudo obtener de : 14 = pH + pOH como se había calculado el pH al reemplazar este valor en: pOH = 14 – pH entonces pOH = 14 – 2,87 es decir pOH = 11,13 6º El porcentaje de ionización es: % = X * 100  HA  inicial O sea: % = 1,34 * 10 – 3 * 100 = 1,34 % 0,1 Las respuestas son :  H3O + = 1,34 * 10 – 3 M  NO2-  = 1,34 * 10 – 3 M  HNO2  = 0,1 - 1,34 * 10 – 3 = 0,0986 M [HO- ] = 1,46 x 10- 12 M. pH = 2,17 , pOH = 11,83 y finalmente el % ionización = 1,34 %

Constante de ionización de una base Fuerza de los ácidos y las bases Constante de ionización de una base acido conjugado base conjugada base acido NH3 + H2O NH4+ + OH- Kc= [NH3][H2O] [NH4+][OH-] Kb= Kc[H2O] = [NH3] [NH4+][OH-] = 1.8x10-5 Valores de Ka y Kb para ácidos y bases débiles: - Son siempre valores menor que 1 Un ácido con una mayor Ka es más fuerte que otro cuya Ka sea menor. Una base con una mayor Kb es más fuerte que otra cuya Kb sea menor.

Fuerza de los ácidos y las bases Bases débiles:

Constantes de disociación de bases debiles Nombre Fórmula Kb Amoniaco NH3 1,8 * 10-5 Etilamina C 2H5NH2 6,4 * 10- 4 Dimetilamina (CH3)2 NH 5,4 * 10- 4 Anilina C6H5NH2 4,3 * 10-10 Hidracina H2NNH2 1,3 * 10- 6 Piridina C5H5N 1,7 * 10- 9

Bases débiles: Se disocian parcialmente en agua. Fuerza de los ácidos y las bases Bases débiles: Se disocian parcialmente en agua. NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq)+ OH- (aq)

Cálculos en disoluciones de bases débiles 1. En la etiqueta de un blanqueador amoniacal dice pH 11,5 de acuerdo a esta información , calcule la Concentración de todas las especies, el pOH y el % de ionización, una vez alcanzado el equilibrio. Kb = 1,8 * 10-5

Rta:Siguiendo las mismas instrucciones que en la pregunta anterior obtendrás las respuestas para la pregunta . b ) Primero debes escribir la ecc. Química que representa la reacción de la base en agua. Luego escribe las concentraciones iniciales , en este caso de la base, como no sabes cuanto reacciona de la base dale una concentración de cambio de - X (por consumirse ) a la base y de + X a los productos ya que estos se forman en la reacción, luego determina las concentraciones en el equilibrio, según la siguiente tabla: 1º Para calcular la concentración de todas las especies: B (ac) + H2O(l)  HB+ (ac) + OH - (ac)   inicial M -----   cambio - X + X   equilibrio M - X X

Como tenemos la formación de OH -, debemos esperar que el pH sea básico, o sea la [HO- ]  [H3O+] 2º Reemplazando las concentraciones en la expresión de la constante de equilibrio de basicidad tenemos: Kb =  OH -   BH+   B  Kb = X * X M - X Como el pH = 11,5 entonces pOH = 14 – pH = 14 – 11,5 = 2,5 OH -  = 3,16 * 10 – 3 M = x Se despeja M M = ( x2 /Kb ) + x = ( (3,16 * 10 – 3 M )2 / 1,8  10- 5 ) + 3,16 * 10 – 3 M = 0,56 M 3º El porcentaje de ionización es: % = X * 100 en donde  B  inicial = concentración inicial de la base  B  inicial O sea: % = 3,16 * 10 – 3 * 100 = 0,56 % 0,56 Las respuestas son : [HO- ] = 3,16 * 10 – 3 M  BH+  = 3,16 * 10 – 3 M  B  = 0,56 M - 3,16 * 10 – 3 M =0,557 M  H3O + = 3,16 x 10- 12 M. pH = 11,5 pOH = 2,5 % ionización = 0,56 %

Ka Kb = Kw Fuerza de los ácidos y las bases Relación entre Ka y Kb CH3CO2- + H2O CH3CO2H + OH- base acido [NH3] [H3O+] Ka= [NH4+] = ? NH4+ + H2O NH3 + H3O+ acido base [NH3] [H3O+] [OH-] Ka= [NH4+] [OH-] = KW Kb = 1.0x10-14 1.8x10-5 = 5.6x10-10 Ka Kb = Kw

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- Ka = 7.1x10-3 H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- Fuerza de los ácidos y las bases Ácidos polipróticos Ácido fosfórico: Un ácido triprótico. H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- Ka = 7.1x10-3 H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- Ka = 6.3x10-8 HPO42- + H2O H3O+ + PO43- Ka = 4.2x10-13 H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O H3O+ + SO42- Ka = muy grande Ka = 1.96 Ácido sulfúrico: Un ácido diprótico.