Equilibrio ácido base: COMPORTAMIENTOS Y PREDICCIONES

Presentación del tema: "Equilibrio ácido base: COMPORTAMIENTOS Y PREDICCIONES"— Transcripción de la presentación:

1 Equilibrio ácido base: COMPORTAMIENTOS Y PREDICCIONES
Química General Equilibrio ácido base: COMPORTAMIENTOS Y PREDICCIONES

2 Relación entre fuerza y estructura
Hay que tener en cuenta tres factores La fuerza de enlace La electronegatividad del elemento unido al protón El número de oxidación del átomo central

3 Fuerza de enlace ácidos binarios: átomos del mismo grupo
El ácido H-A será mas fuerte cuanto mas débil sea el enlace En un grupo, a mayor electronegatividad mayor fuerza de unión y menor fuerza del ácido Para un mismo grupo HI > HBr > HCl > HF En la diapositiva que sigue vemos ADEMÁS que A MAYOR TAMAÑO DE LA MOLÉCULA MAYOR ACIDEZ Ácido Ka E disoc. (kJ/mol) ________________________________ HF 7.2x HCl 1.0x HBr 1.0x HI 3.0x _________________________________

4 H2O H2S H2Se H2Te HF HCl HBr HI

5 Fuerza de enlace ácidos binarios: átomos del mismo período
El ácido SERÁ más fuerte cuanto mayor sea la electronegatividad del central. Para un mismo periodo HF > H2O > H3N > H4C No se predicen como para un grupo ya que hay DIFERENTES ESTEQUIOMETRÍAS Y PRESENCIA DE PARES SOLITARIOS. EN GRAL. LA FUERZA ÁCIDA AUMENTA CON EL NÚMERO ATÓMICO CON LA MAYOR ELECTRONEGATIVIDAD

6  EN (electronegatividad)
Ka  EN (electronegatividad) pH HF 7.2 x 10-4 1.8 2.1 H2O 1.8 x 10-16 1.2 7 NH3 1.0 x 10-33 0.8 11.1 CH4 1.0 x 10-49 0.4 --- Los hidrácidos del segundo período, se vuelven más ácidos en función de la diferencia de electronegatividad.

7 Fuerza de los ácidos binarios
Dual role of H2O, acid & base Caption Substances, like water, that can act as acids or bases are amphiprotic Fuerza de los ácidos binarios Aumento de la fuerza ácida Aumento de la fuerza ácida Estos ácidos, que tienen un solo hidrogeno y un no metal, aumenta su fuerza ácida hacia la derecha en el periodo y hacia abajo en el grupo. El mas fuerte como ácido es el HI

8 REGLAS DE PAULING PARA PREDECIR FUERZA DE ÁCIDOS
1.- A mayor número de oxígenos unidos al átomo central, mayor fuerza ácida

9 REGLAS DE PAULING PARA PREDECIR FUERZA DE ÁCIDOS
Los ácidos -tal como el H2SO4- se pueden escribir como SO2(OH)2 REGLA La fuerza de los ácidos (valor de la primera constante) que tienen la formula general XOn (HO)m se relaciona al valor de n: a- si n=0, ácido muy débil Ej (HO)3B: H3O3B b- si n=1, ácido débil Ej. NO(OH): HNO2 c- si n=2, ácido fuerte Ej. SO2(OH)2 : H2SO4 d- si n=3, ácido muy fuerte (HO)O3Cl: HO4Cl

10 Fuerza de los oxoácidos
Para un mismo átomo central A mayor número de átomos de oxígenos unidos al átomo central , mayor fuerza del ácido _________________________________________________ HOCl HOClO HOClO2 HOClO3 pKa Fuerte Muy Fuerte

11 Fuerza relativa de los oxácidos
A mayor número de oxígenos terminales (rojo) , mayor es la fuerza del oxácido. Fuerza relativa de los oxácidos

12 La carga de ácidos y bases
La carga de las moléculas o iones pueden influenciar la habilidad de actuar como ácido o base. Lo observamos en el pH de una solución 0,1M de H3PO pH= 1,5 H2PO pH= 4,4 HPO pH= 9,3 PO pH= 12,0

13 Otras consideraciones sobre predicción de comportamientos
Fuerza de los ácidos ternarios con el mismo átomo central: A mayor número de oxidación, mayor acidez (LA UNIÓN X-O ES MÁS FUERTE QUE LA O-H). Ejs. H2SO4 > H2SO3 HNO3 > HNO2 HClO4 > HClO3 > HClO2 > HOCl

14 Otras consideraciones sobre predicción de comportamientos
Fuerza de los ácidos ternarios con diferentes átomos centrales Con igual número de oxidación del átomo central: es mayor la fuerza ácida al ser mayor la electronegatividad A MAYOR ELECTRONEGATIVIDAD, MAYOR ACIDEZ Cuanto más polar es el enlace, el H unido al O puede cederse más fácilmente al H2O

15 Otras consideraciones sobre predicción de comportamientos
EJEMPLOS: H2SO4 > H2SeO4 HNO3 > H3PO4 HClO4 > HBeO4

16 Correlación entre la fuerza ácida y la electronegatividad
del atomo X Ácido Estructura Ácido hipocloroso, Ácido hipobromoso, Ácido hipoiodoso,

17 Fuerza de los oxoácidos o ternarios
Cuando la identidad del átomo central en una serie de oxoácidos varia, manteniendo el número de oxígenos constante, observamos que cuanto más electronegativo sea el átomo central , más fuerte es el ácido. ___________________________________________ H3AsO H3PO HIO HClO4 Electronegatividad 2,0 2, , ,0 pKa , , ,64 Muy Fuerte ______________________________________________________

18

19 HOCl HOClO HOClO2 HOClO3

20 Reglas de Pauling para oxoácidos
2. Las sucesivas constantes de ácidos polipróticos K1, K2, K3,….están en una relación 1: 10-5 : … Ej: las constantes del ácido fosfórico Ka1= 7,5.10-3 Ka2= 6,2.10-8 Ka3= 4,

21 Nitrógeno N O H N O H Ácido nitroso Ácido nítrico

22 Azufre S O H Ácido sulfúrico S O H Ácido sulfuroso

23 Fósforo P H O P O H P O H Ácido hipofosforoso Ácido fosforoso
Ácido fosfórico

24 Fósforo ¡Cuidado con las estructuras!
P O H Ácido fosforoso H3PO3 TIENE UN HIDRÓGENO DIRECTAMENTE UNIDOS AL FÓSFORO QUE NO IONIZA H3PO3 → HPO H+

25 Fósforo ¡Cuidado con las estructuras!
P H O Ácido hipofosforoso H3PO2 TIENE DOS HIDRÓGENOS DIRECTAMENTE UNIDOS AL FÓSFORO QUE NO IONIZAN H3PO2 → H2PO2- + H+

26 Resumen

27 Características de iones metálicos
Todos los iones metálicos reaccionan con el agua La reacción es mucho mayor para los cationes metálicos pequeños y de carga elevada como el Al+3, Cr +3, Fe +3, Bi +3 y Be +2 EN GENERAL “A MAYOR CARGA Y MENOR RADIO” (EL ION ES MÁS POLARIZANTE) MAYOR PODER ÁCIDO En general se desprecia la interacción de los iones de los metales alcalinos y de algunos de los alcalino-térreos

28 Características de iones metálicos
Entre Be +2 y Ca+2 TOMANDO EN CUENTA LA RELACIÓN CARGA SOBRE RADIO, el Be+2 es más ácido ya que posee menor tamaño

29 Carácter ácido del catión Al3+
Al(H2O)63+ + H2O Al(H2O)5(OH)2+ + H+ Ka = 1,3 x 10-5 LOS IONES DE LOS METALES SON ÁCIDOS DE LEWIS

30 Hidrólisis de iones metálicos: Al+3
Al(H2O)63+ + H2O  Al (OH)(H2O) H3O+ [ [Al (OH)(H2O)5]2+]. [ H3O+] Ka = ________________________ = 1.3 x 10-5 [Al(H2O)63+] El pH será ácido

31 Carácter ácido del catión Al3+
ANFOTERISMO Carácter ácido: Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H2O Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H2O Al(OH)3 + H+

32 Carácter básico del catión Al3+
ANFOTERISMO Carácter básico: Al(OH)3 + OH Al(OH)4- Al(OH) AlO H2O aluminato (otra forma de escribirlo)

33 ANFOTERISMO OTROS EJEMPLOS: Zn: Zn+2 / Zn(OH)2 / Zn(OH)4-2 o ZnO2-2
CAPACIDAD PARA REACCIONAR TANTO CON ÁCIDOS COMO CON BASES Se da en metales de transición de electronegatividad intermedia OTROS EJEMPLOS: Zn: Zn+2 / Zn(OH)2 / Zn(OH)4-2 o ZnO2-2 Sn: Sn+2 / Sn(OH)2 / Sn(OH)4-2 o SnO2-2 Sn: Sn+4 / Sn(OH)4 / Sn(OH)6-2 o SnO3-2

34 Ionización del [Al(H20)6]3+(aq) comportándose como un ácido
La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente (agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución.

35 Hidrólisis de iones metalicos
Cation metálico Átomo de hidrógeno ácido Al(H2O)63++ H2O  Al (OH)(H2O) H3O+

36 Hidrólisis de iones metálicos: Fe+3
Fe(H2O)63+ + H2O  [Fe (OH)(H2O)5] H3O+ rosado amarillo [ [Fe (OH)(H2O)5]2+]. [ H3O+ ] Ka = ________________________ [Fe(H2O)63+] El pH será ácido

37 Ionización del [Fe(H20)6]3+(aq) comportándose como un ácido
La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente (agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución.

38 pH de sales con iones de metales de transición
Determinacion del pH de una solucion 0,1M de FeCl pH =2 AlCl pH =3 Cu(NO3) pH =4

39 Bibliografia Capítulo 14. Química. Atkins-Jones
Capítulo 15. Química. R Chang Capítulo 15. Umland -Bellama

40 PREDICCIONES DE COMPORTAMIENTO
TRATAMOS DE DESARROLAR CONCEPTOS QUE NOS AYUDEN A PREDECIR EL COMPORTAMIENTO DE LOS ÁCIDOS CLASIFICADOS EN DOS GRANDES GRUPOS: BINARIOS Y TERNARIOS (ESTOS ÚLTIMOS DEL TIPO HnXOm)

41