Ácidos y bases Capítulo 15

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1 Ácidos y bases Capítulo 15
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2 Ácidos Tienen sabor agrio. El vinagre le debe su sabor al ácido
acético. Las frutas agrias contienen ácido cítrico. Causan cambio de color en pigmentos vegetales. Reaccionan con ciertos metales para producir hidrógeno (g). 2HCl (ac) + Mg (s) MgCl2 (ac) + H2 (g) Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso. 2HCl (ac) + CaCO3 (s) CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) Las soluciones acuosas de ácidos conducen electricidad. 4.3

3 Bases o hidróxidos Poseen un sabor amargo.
Son resbaladizas al tacto. Muchos jabones contienen bases. Causan cambio de color en pigmentos vegetales. Las soluciones acuosas de bases conducen electricidad. 4.3

4 ¡Un ácido de Brønsted debe contener al menos un protón ionizable!
Un ácido de Brønsted es un donador de protones. Una base de Brønsted es un receptor de protones. base ácido ácido base ¡Un ácido de Brønsted debe contener al menos un protón ionizable! 4.3

5 CH3COO- (ac) + H+ (ac) CH3COOH (ac) Base Brønsted
Identifique cada una de las siguientes especies como un ácido de Brønsted, base de Brønsted, o ambos. a) HI, b) CH3COO-, c) H2PO4- HI (ac) H+ (ac) + I- (ac) Ácido de Brønsted CH3COO- (ac) + H+ (ac) CH3COOH (ac) Base Brønsted H2PO4- (ac) H+ (ac) + HPO42- (ac) Ácido Brønsted H2PO4- (ac) + H+ (ac) H3PO4 (ac) Base Brønsted 4.3

6 Ácidos monoprotónicos o monopróticos
HCl H+ + Cl- Electrolito fuerte, ácido fuerte HNO H+ + NO3- Electrolito fuerte, ácido fuerte CH3COOH H+ + CH3COO- Electrolito débil, ácido débil Ácidos diprotónicos o dipróticos H2SO H+ + HSO4- Electrolito fuerte, ácido fuerte HSO H+ + SO42- Electrolito débil, ácido débil Ácidos triprotónicos o tripróticos H3PO H+ + H2PO4- Electrolito débil, ácido débil H2PO H+ + HPO42- Electrolito débil, ácido débil HPO H+ + PO43- Electrolito débil, ácido débil 4.3

7 [ ] - Propiedades ácido-base del agua Autoionización del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Autoionización del agua O H + - [ ] ácido conjugado base H2O + H2O H3O+ + OH- base conjugada ácido 15.2

8 Ion hidronio, protón hidratado, H3O+
4.3

9 El producto iónico del agua
Kc = [H+][OH-] [H2O] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [H2O] = constante Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto-ion (Kw) es el producto de la concentración molar de los iones H+ y OH- a una temperatura en particular. La solución es [H+] = [OH-] neutra A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] > [OH-] ácida [H+] < [OH-] básica 15.2

10 ¿Cuál es la concentración de los iones de OH- en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 1.3 M? Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.3 M [OH-] = Kw [H+] 1 x 10-14 1.3 = = 7.7 x M 15.2

11 pH – Medida de la acidez pH = -log [H+] La solución es A 250C neutra
[H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+] 15.3

12 pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00 pH-metro 15.3

13 El pH del agua de lluvia recolectada en una región del noreste de los Estados Unidos en un día normal era de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? pH = -log [H+] [H+] = 10-pH = = 1.5 x 10-5 M La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60 pH = – pOH = – 6.60 = 7.40 15.3

14 Electrolito fuerte – se disocia al 100%
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) H2O Electrolitos débiles – no se disocian completamente CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac) Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac) H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac) 15.4

15 Los ácidos débiles son electrolitos débiles
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac) HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac) H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac) Las bases fuertes son electrolitos fuertes NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H2O Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) H2O 15.4

16 Las bases débiles son electrolitos débiles
F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Pares ácido-base conjugadas: La base conjugada de un ácido fuerte no tiene medida de fuerza. H3O+ es el ácido más fuerte que existe en disolución acuosa. El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en una disolución acuosa. 15.4

17 15.4

18 Ácido fuerte Ácido débil 15.4

19 ¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10-3 M de HNO3 ?
HNO3 es un ácido fuerte – Se disocia al100% Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10-2 M de Ba(OH)2 ? Ba(OH)2 es una base fuerte – Se disocia al 100% Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = – pOH = log(0.036) = 12.6 15.4

20 Ácidos débiles (HA) y las constantes de ionización de un ácido
HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka = [H+][A-] [HA] Ka es la constante de ionización de un ácido Fuerza de un ácido débil Ka 15.5

21 15.5

22 ¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 250C)?
Ka = [H+][F-] [HF] = 7.1 x 10-4 HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Inicial (M) 0.50 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) x x x Ka = x2 x = 7.1 x 10-4 Ka << 1 0.50 – x  0.50 Ka  x2 0.50 = 7.1 x 10-4 x2 = 3.55 x 10-4 x = M [H+] = [F-] = M pH = -log [H+] = 1.72 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M 15.5

23 ¿Cuándo se puede utilizar la aproximación siguiente?
Ka << 1 0.50 – x  0.50 Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído. 0.019 M 0.50 M x 100% = 3.8% Menor que 5% La aproximación estaría correcta. x = 0.019 ¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 250C)? Ka  x2 0.05 = 7.1 x 10-4 x = M 0.006 M 0.05 M x 100% = 12% Mayor que 5% La aproximación no estaría correcta. Se debe resolver para “x” exactamente usando la ecuación cuadrada o el exitoso método de aproximación. 15.5

24 Resolución de problemas de ionización de ácidos débiles:
Identifique qué podría principalmente afectar el pH. En la mayoría de los casos, se puede ignorar la autoionización del agua. Ignore al [OH-] porque se determina por medio del [H+]. Use al ICE (Inicial,Cambio,Equilibrio) para expresar las concentraciones de equilibrio en términos de una sola incógnita x. Escriba Ka en términos de las concentraciones de equilibrio. Resuelva para x por medio del método de aproximación. Si no es válido el método de aproximación, resuelva simplemente para x. Calcule las concentraciones de todos los elementos y/o pH de la solución. 15.5

25 No estaría bien por el método de aproximación.
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico M si su Ka es de 5.7 x 10-4? HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial (M) 0.122 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) x x x Ka = x2 x = 5.7 x 10-4 Ka << 1 0.122 – x  0.122 Ka  x2 0.122 = 5.7 x 10-4 x2 = 6.95 x 10-5 x = M M 0.122 M x 100% = 6.8% Mas del 5% No estaría bien por el método de aproximación. 15.5

26 Ka = x2 x = 5.7 x 10-4 x x – 6.95 x 10-5 = 0 -b ± b2 – 4ac  2a x = ax2 + bx + c =0 x = x = HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) 0.122 0.00 -x +x x x [H+] = x = M pH = -log[H+] = 2.09 15.5

27 Para un ácido monoprótico HA
Concentración del ácido ionizado en equilibrio Concentración inicial del ácido x 100% Porcentaje de = ionización Para un ácido monoprótico HA Porcentaje de = ionización [H+] [HA]0 x 100% [HA]0 = concentración inicial 15.5

28 Bases débiles y constantes de ionización de bases
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) Kb = [NH4+][OH-] [NH3] Kb es la constante de ionización de las bases Fuerza de Bases Débiles Kb 15.6

29 15.6

30 Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac) Kb H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw KaKb = Kw Ácidos débiles y su base conjugada Ka = Kw Kb Kb = Kw Ka 15.7

31 15.8

32 Estructura molecular y fuerza de ácidos
H X H+ + X- El enlace más fuerte El ácido más débil HF << HCl < HBr < HI 15.9

33 Estructura molecular y fuerza de ácidos
H O- + H+ d- d+ El enlace O-H será más polar y fácil de romper si: Z es muy electronegativo, o Z está en un estado alto de oxidación 15.9

34 Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
Número de oxidación Es la carga que el átomo tendría en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones de valencia fuesen transferidos completamente. Los elementos libres (en estado puro) tienen un número de oxidación igual a cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 En iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 El número de oxidación del oxígeno es generalmente de –2. En H2O2 y O22-,es –1. 4.4

35 HCO3- O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4
El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en hidruros (hidrógeno metal). En estos casos, su número de oxidación es –1. Los metales del Grupo IA son +1, los metales IIA son +2 y el flúor es siempre –1. 6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion, es igual a la carga en la molécula o ion. 7. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. El número de oxidación del oxígeno en el ion peróxido, O2-, es -½. HCO3- O = -2 H = +1 ¿Cuáles son los números de oxidacion de todos los elementos en HCO3- ? 3x(-2) ? = -1 C = +4 4.4

36 Números de oxidación de los elementos en sus compuestos
4.4

37 IF7 F = -1 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K2Cr2O7 NaIO3 Na = +1 O = -2 O = -2
¿Cuáles son los números de oxidación en los siguientes compuestos? F = -1 7x(-1) + ? = 0 I = +7 K2Cr2O7 NaIO3 Na = +1 O = -2 O = -2 K = +1 3x(-2) ? = 0 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 I = +5 Cr = +6 4.4

38 Estructura molecular y fuerza de ácidos
1. Los oxiácidos tienen átomos centrales diferentes (Z) que son del mismo grupo y tienen el mismo número de oxidación. La fuerza de un ácido aumenta con el crecimiento de la electronegatividad de Z H O Cl O O • H O Br O O • El Cl es mas electronegativo que el Br HClO3 > HBrO3 15.9

39 Estructura molecular y fuerza de ácidos
2. Los oxiácidos tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente número de grupos juntos. La fuerza de un ácido aumenta cuando el número de oxidación de Z crece. HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO 15.9

40 Propiedades ácido-base de las sales
Soluciones neutras: Las sales que contienen un ion metal alcalino (excepto el Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (e.g. Cl-, Br-, y NO3-). NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) H2O Soluciones básicas: Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil. NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac) H2O CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) 15.10

41 Propiedades ácido-base de las sales
Soluciones ácidas: Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil. NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac) H2O NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac) Sales con pequeños, cationes metálicos altamente cargados (e.g. Al3+, Cr3+, and Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte. Al(H2O)6 (ac) Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac) 3+ 2+ 15.10

42 Hidrólisis de ácido del Al+3
15.10

43 Propiedades ácido-base de las sales
Soluciones donde tanto el catión como el anión hidrolizan: Kb para el anión > Ka para el catión, la solución será básica Kb para el anión < Ka para el catión, la solución será ácida Kb para el anión  Ka para el catión, la solución será neutra 15.10

44 Óxidos de los elementos representativos
en su más alto estado de oxidación CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (ac) N2O5 (g) + H2O (l) HNO3 (ac) 15.11

45 Definiciones de un ácido y bases
El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua Una base de Arrhenius es un sustancia que produce OH- en agua Un ácido de Brønsted es un protón donador Una base de Brønsted es un protón aceptor

46 Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones
Una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones + OH- • H O H • H+ ácido base N H • H N H H + H+ + ácido base 15.12

47 ¡Ningún protón es donado o aceptado!
Ácidos y bases de Lewis F B F N H • H F B F N H H + ácido base ¡Ningún protón es donado o aceptado! 15.12

48 La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago
NaHCO3 (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g) Mg(OH)2 (s) + 2HCl (ac) MgCl2 (ac) + 2H2O (l)