Equilibrio Químico Reacciones ácido - base

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.

Hierro, Zinc y Magnesio en HCl 0,1.0 M.

Productos Ácidos de uso diario ácido acético En el vinagre Ácido acetil salicílico En la aspirina ácido ascórbico y cítrico En los cítricos ácido clorhídrico En productos de limpieza, jugos gástricos, etc ácido sulfúrico baterías de coches

Productos Ácidos de uso común

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.

Productos Básicos de uso diario Base Producto amoníaco (base) En los limpiadores de ropa comunes Hidróxidos de Ca, Mg y/o Al. En los productos farmacéuticos antiácidos Hidróxido de sodio En productos para destapar cañerías

Productos Básicos de uso común

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 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)

Clase 33

Reacciones ácido-base HAc(ac)+ NaHCO3(ac)  AcNa(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)

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-

II. C6H5NH3+/ C6H5NH2 III. H2SO4 / SO4-2 IV. H3O+ / H2O 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. El ión OH– es la base conjugada del H3O+. Sí, en una reacción química se transfieren protones, es una reacción ácido-base.

Sí, dos especies difieren en la presencia o ausencia de varios protones en sus estructuras estas corresponden a un par ácido-base conjugado. e) El NH2+ es el ácido conjugado del NH3

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

¿Qué papel cumple el agua? H2O se comporta como …. ……… en la reacción con el HCl. H2O se comporta como …. …….. 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.

Clase 34

Auto ionización del Agua Ya vimos que el H2O actúa como donador o como aceptor de un protón. La transferencia de protones entre moléculas de agua se llama auto ionización. H2O(l) + H2O(l)  H3O+(ac) + OH- (ac) La constante de equilibrio para este sistema se define como :

Constante de equilibrio La KW es la constante de equilibrio para la auto ionización del agua. KW =  H3O+ OH - Kw tiene un valor de 1,0 x 10 – 14 a 25 ºC. En el agua pura a 25 ºC  H3O+  = OH - = 1,0 x 10 – 7

¿Qué sucede si al agua se le agrega : a) Un ácido ? b) Una base ?

Si, se le agrega un ácido

Si, se le agrega una Base

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 .

De donde se puede despejar la:  H3O+ = antilog - pH La escala de pH. El pH se define como el menos logaritmo en base diez de la concentración de protones. pH = - Log  H3O+ De donde se puede despejar la:  H3O+ = antilog - pH

pOH = - Log  OH-  OH- = antilog - pOH pKW = - Log KW = 14 El pOH se define como el menos logaritmo en base diez de la concentración de OH -. pOH = - Log  OH-  OH- = antilog - pOH El pKw se define como el menos logaritmo en base diez de la constante Kw. pKW = - Log KW = 14 KW = antilog - pKW

¿Cómo se obtiene la escala de pH? La escala de pH se puede obtener a partir de la expresión de su KW aplicando el menos logaritmo . pKw = pH + pOH 14 = pH + pOH

Escala de pH

Si: 1.  H3O+  = OH - la disolución es neutra el pH = 7 2.  H3O+  >> OH - la disolución es ácida el 0  pH < 7 3.  H3O+  << OH - la disolución es básica el 7 < pH  14

Escala de pH y sustancias de uso común

Ejemplos 1. La concentración de H3O+ en una disolución es de 1,5 * 10 -13 M. a) Determine la concentración de OH- , el pH y el pOH. b) La disolución ¿es ácida o básica?

2. Determina si las siguientes disoluciones son ácidas o básicas. Orina humana 6,0 Blanqueadores amoniacales 11,5 Limón 2,3 Saliva humana en las comidas 7,2 Pasta de dientes 9,9 Leche de vaca 6,4 Plasma sanguíneo 7,4 Huevos frescos 7,8 Vinos 3,5 Agua de mar 8,0

3. Complete la siguiente tabla Para algunos productos cotidianos Producto pH H3O+ OH- pOH Jugos gástricos 2,0 Bebidas Carbonatadas 1*10-11 Tomates 4,2 Orina humana 8,0 Sal de frutas 8,4 Leche de magnesia 3,5 Limpiadores de cañerías 13,5

Clase 35

Fuerza de ácidos y bases Estas especies en disolución acuosa se pueden clasificar en:

¿Como se mide la Fuerza de ácidos y bases? Por medio de : La constante de equilibrio. El % de ionización o disociación. Bajo un 5% se considera al ácido o la base muy débil.

Así, para un ácido genérico HA en disolución se produce la reacción reversible HA + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac) la constante Ka de disociación o acidez del ácido vendrá dada por: Ka =  H3O+  eq  A- eq  HA eq Y la expresión del % de ionización es: % =  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 ()

Análogamente se tendrá para una base genérica B: B + H2O  BH+ (ac) + OH- (ac) 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: % =  OH- eq * 100  B  inicial

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 ()

Ejemplo : HCl es un ácido …….. luego su base conjugada (Cl-) es una base ……. . Esta base jamás podrá aceptar un protón del agua. En general los aniones que provienen de ácidos fuertes no aceptan protones del agua: Ej:Cl- , I- , Br- , NO3- , ClO3- , ClO4-, HSO4- .

Clase 36

HNO3(ac) + H2O(l)  NO3- (ac) + H3O+(ac) ACIDO FUERTE Estos ácidos son electrolitos fuertes; reaccionan con el H2O para formar H3O+ (ac) y no quedan moléculas sin disociar de este en la disolución. Ka >>> 1,0 HNO3(ac) + H2O(l)  NO3- (ac) + H3O+(ac)

Cálculos en disoluciones de ácidos fuertes 1. Se prepara una disolución acuosa de HI . Ka >>> 1. a) Escribir la ec. Química correspondiente. b) Indicar ¿Qué especies se encuentran en esta disolución acuosa?.

2. Se preparan 250 mL de una disolución que contiene 3,97 g de HNO3 . (M.M = 63,0 g/mol) a) Escribir la ec. Química correspondiente. b) Identifique los pares ácido-base conjugados c) Calcular la concentración Molar de H3O+ y OH- . d) Determinar el pH de la disolución.

BASES FUERTES Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos 1A y 2A . Ejemplo : NaOH, KOH, Ca(OH)2 etc.

Cálculos relacionados con bases fuertes 1. Determine la concentración de H3O+ , OH- , el pH y el pOH de disolución acuosa 0,25 M de las siguientes bases: KOH Ca(OH)2 2. Si, El pOH de una disolución acuosa de Ca(OH)2 es 2,5. Determine la concentración de H3O+ , OH- , el pH de esta disolución.

Clase 37

HA(ac) + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac) ACIDOS DEBILES La mayor parte de las sustancias que son ácidas en agua son electrolitos débiles que se ionizan solo parcialmente. HA(ac) + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac)

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 Ácido fluorhídrico HF 6,8  10-4 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 K  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

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.

BASES DEBILES B + H2O  BH+ (ac) + OH- (ac) la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso: Kb =  BH+   OH-   B  Siendo la base débil más común el amoniaco

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

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 = 1,78 * 10-5.

Determinación de Ka y Kb Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el pH o pOH. Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el % de ionización. Si, el % de ionización es bajo el 5%, el valor de x, es despreciable.

Ejemplos 1. ¿Cuál es el valor de la Ka del ácido acético si, una disolución 0,10M de este ácido, está ionizado el 1,3 %? 2. Determinar el valor de Kb del amoniaco , si el pH de una disolución 0,1 M de NH3 es 11,13.

Clase 38

pH de Sales Las propiedades ácido - básicas de las disoluciones de sales se deben al comportamiento de sus aniones y cationes al reaccionar con agua para generar H3O+ (ac) y/o OH-(ac) .A este tipo de reacción se le denomina hidrólisis.

Tipos de disoluciones salinas

El pH de una solución acuosa de una sal se puede predecir cualitativamente considerando el catión y el anión que lo forman.

En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido fuerte ni los cationes, ni los aniones se hidrolizan, luego el pH de la disolución es 7, es neutra. Ejemplo : NaCl, KNO3, CaBr2, etc

En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido débil el anión se hidroliza para producir OH -, luego el pH de la disolución es mayor que 7, es básica. Ejemplo : NaAc, Ba(Ac)2

En las sales que derivan de bases débil y un ácido fuerte el catión se hidroliza para producir H+, luego el pH de la disolución es menor que 7, es ácida. Ejemplo : NH4Cl

Clase 39

Disoluciones buffers Son disoluciones cuya concentración de H3O+ varía muy poco al añadir pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes, evitando cambios bruscos de pH, en la disolución.

Tipos de disoluciones buffers, amortiguadoras o Tampón. Soluciones constituidas por : a) Un ácido débil y su sal. Ej : Acido acético HAc / acetato de sodio NaAc b) Una base débil y su sal. ejemplo: amoníaco NH3 /cloruro de amonio NH4Cl.

Calculo del pH en disoluciones buffers. HA (ac) + H2O  A- (ac) + H3O+ (ac) Como se conoce la  HA i y de  A- i al despejar la  H3O+  de Ka es :  H3O+  = Ka x HA  A-  Luego el: pH = - log  H3O+ 

Escriba la ecuación química Correspondiente. 1. Un litro de solución buffers contiene 0.50 M de ácido acético y 0.45 M de Acetato de sodio. Ka = 1,8 * 10-5 Escriba la ecuación química Correspondiente. Calcular el pH de esta disolución.

2. Determinar el pH Si, a la disolución anterior, se le agregan: 1,0 x 10 -3 moles de NaOH. 1,0 x 10 -3 moles de HCl. Escriba las ecuaciones químicas correspondientes.

3. Realiza los mismos cálculos para una disolución 0,12 M en NH3 y 0,12 en NH4Cl. Ka (NH4+) = 5,62 * 10-10

4. Determina el pH de 100,0 mL. de una disolución buffers que es 0,15 M en HAc y 0,20 M en NaAc Antes y despúes de agregar : Ka= 1,8 x 10-5 a) 10,0 mL de HCl 0,01 M. b) 10,0 mL de NaOH 0,01 M. Considerar la variación de volumen.

Clase 40

Reacciones de neutralización Son en general reacciones químicas entre un ácido y una base, las cuales se pueden clasificar según el tipo de especie que participe, sean estas fuertes o débiles.

Tipos de Reacciones de neutralización Acido fuerte – base fuerte. Acido Débil – base fuerte. Base Débil – Acido fuerte.

Acido fuerte con base fuerte. Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo : HCl (ac) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l) Ecuación Iónica : H+ + OH-  H2O

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : [H3O+] = [OH-] entonces el pH = 7 (neutro)

Antes del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad del ácido fuerte que queda en la disolución. Después del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad en exceso de la base fuerte agregada.

Ejemplo 1. Si, a 20 mL. De una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan : 10 mL. De NaOH 0,10 M. 20 mL. De NaOH 0,10 M. 30 mL. De NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte.

Neutralización Ac. fuerte con Base fuerte

Clase 41

Acido débil con base fuerte Cuando un ácido débil reacciona con una base fuerte también se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo : HAc (ac) + NaOH (ac)  NaAc (ac) + H2O (l) Ecuación Iónica : HAc + OH-  Ac- + H2O

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : [H3O+] = [OH-] entonces el pH  7 y dependerá de la hidrólisis de la sal formada.

Antes del punto equivalente el pH dependerá la formación de una disolución buffers. Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de base fuerte agregada.

Ejemplo 1. Si, a 25 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan : 15 mL. de NaOH 0,10 M. 25 mL. de NaOH 0,10 M. 35 mL. de NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte. Ka = 1,8x10-5, Kb = 5,6x10-10.

Neutralización Ac. débil con Base fuerte

Clase 42

Base Débil con ácido fuerte. Cuando una base débil reacciona con Un ácido fuerte se forma la sal correspondiente . Ejemplo : NH3 (ac) + HCl (ac)  NH4+ (ac) + Cl - (ac) Ec. Iónica:NH3 (ac) + H+ (ac)  NH4+ (ac)

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : [H3O+] = [OH-] entonces el pH  7 y dependerá de la hidrólisis del ión NH4+ presente en la disolución.

Antes del punto equivalente el pH dependerá la formación de una disolución buffers. Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de ácido fuerte agregado.

Ejemplo 1. Si, a 100 mL. De una disolución 0,10 M de NH3, se le agregan : 50 mL. de HCl 0,10 M. 100 mL. de HCl 0,10 M. 150 mL. de HCl 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar el ácido fuerte.