Ácidos y bases
Capítulo 15
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Ácidos
Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético.
Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.
Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno
Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el
gas dióxido de carbono.
Bases
Tienen un sabor amargo.
Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases
4.3
Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
en agua
Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua
4.3
Un ácido Brønsted es un donador de protón
Una base Brønsted es un aceptador de protón
base
base
ácido
ácido
base
ácido
ácido
conjugado
base
conjugada
15.1
Propiedades ácido-base del agua
H+ (ac) + OH- (ac)
H2O (l)
autoionización del agua
H
O
H
+ H
[H
O
H
]
H
+ H
O
-
H
base
H2O + H2O
ácido
O
+
ácido
conjugado
H3O+ + OHbase
conjugada
15.2
El producto iónico del agua
H2O (l)
H+ (ac) + OH- (ac)
[H+][OH-]
Kc =
[H2O]
[H2O] =constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las
concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una
temperatura particular.
La disolución es
[H+] = [OH-]
neutra
At 250C
+] > [OH-]
[H
ácida
+
14
Kw = [H ][OH ] = 1.0 x 10
[H+] < [OH-]
básica
15.2
¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una
disolución HCl cuya concentración de ion hidrógeno es 1.3
M?
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = 1.3 M
-14
K
1
x
10
w
-15 M
=
=
7.7
x
10
[OH-] =
[H+]
1.3
15.2
El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+]
La disolución es
neutra
[H+] = [OH-]
A 250C
[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
pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
15.3
El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región
del noreste de Estados Unidos en un día particular fue
4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de
lluvia?
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M
La concentración de iones OH- de una muestra de sangre
es 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 = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40
15.3
Electrólito fuerte: 100% disociación
NaCl (s)
H 2O
Na+ (ac) + Cl- (ac)
Electrólito débil: no se disocia por completo
CH3COOH
CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Ácidos fuertes son electrólitos 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
Ácidos débiles son electrólitos débiles
H3O+ (ac) + F- (ac)
HF (ac) + H2O (l)
HNO2 (ac) + H2O (l)
H3O+ (ac) + NO2- (ac)
HSO4- (ac) + H2O (l)
H3O+ (ac) + SO42- (ac)
H2O (l) + H2O (l)
H3O+ (ac) + OH- (ac)
Bases fuertes son electrólitos fuertes
NaOH (s)
KOH (s)
H 2O
H 2O
Ba(OH)2 (s)
Na+ (ac) + OH- (ac)
K+ (ac) + OH- (ac)
H 2O
Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
15.4
Bases débiles son electrólitos débiles
F- (ac) + H2O (l)
NO2- (ac) + H2O (l)
OH- (ac) + HF (ac)
OH- (ac) + HNO2 (ac)
Pares conjugados ácido-base:
•
La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza
medible.
•
H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución
acuosa.
•
El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en
disolución acuosa.
15.4
15.4
Ácido fuerte
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio
Ácido débil
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio
15.4
¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
Inicial 0.002 M
HNO3 (ac) + H2O (l)
0.0 M
Final
0.0 M
0.0 M
H3O+ (ac) + NO3- (ac)
0.002 M 0.002 M
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?
Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Inicial 0.018 M
Ba(OH)2 (s)
0.0 M
Final
0.0 M
0.0 M
Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
0.018 M 0.036 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
15.4
Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida
HA (ac) + H2O (l)
HA (ac)
H3O+ (ac) + A- (ac)
H+ (ac) + A- (ac)
[H+][A-]
Ka =
[HA]
Ka es la constante de ionización ácida
Ka
ácido débil
fuerza
15.5
15.5
¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?
+][F-]
[H
= 7.1 x 10-4
Ka =
HF (ac)
H+ (ac) + F- (ac)
[HF]
HF (ac)
H+ (ac) + F- (ac)
Inicial (M)
0.50
0.00
0.00
Cambio (M)
-x
+x
+x
0.50 - x
x
x
Equilibrio (M)
x2
= 7.1 x 10-4
Ka =
0.50 - x
Ka 
x2
= 7.1 x 10-4
0.50
[H+] = [F-] = 0.019 M
[HF] = 0.50 – x = 0.48 M
Ka << 1
0.50 – x  0.50
x2 = 3.55 x 10-4
x = 0.019 M
pH = -log [H+] = 1.72
15.5
¿Cuándo puedo usar la aproximación?
Ka << 1
0.50 – x  0.50
Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta.
x = 0.019
0.019 M
x 100% = 3.8%
0.50 M
Menor que 5%
Aproximación
válida.
¿Cuál es el pH de una disolución 0.05 M HF (a 250C)?
x2
Ka 
= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M
0.05
Más que 5%
0.006 M
x 100% = 12%
Aproximación.
0.05 M
no válida.
Debe resolver para x exactamente usando la ecuación
cuadrática o el método de aproximación sucesiva.
15.5
Cómo resolver los problemas de ionización de ácidos débiles:
1.
Identificar las especies principales que pueden afectar el pH.
•
En la mayoría de los casos, puede ignorar la autoionización del
agua.
•
Ignorar [OH-] porque se determina por [H+].
2. Usar ICE para expresar las concentraciones en equilibrio en términos
de una sola incógnita x.
3. Escríbir Ka en términos de las concentraciones en equilibrio. Resuelva
para x por el método de la aproximación. Si la aproximación no es
válida, resuelva exactamente para x.
4. Calcular las concentraciones de todas las especies y/o pH de la
disolución.
15.5
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya
Ka es 5.7 x 10-4?
HA (aq)
H+ (aq) + A- (aq)
Inicial(M)
0.122
0.00
0.00
Cambio(M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio(M)
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
Ka 
x2
= 5.7 x 10-4
0.122
0.0083 M
x 100% = 6.8%
0.122 M
Ka << 1
0.122 – x  0.122
x2 = 6.95 x 10-5
x = 0.0083 M
Más que 5%
Aproximación
no válida
15.5
x2
= 5.7 x 10-4
Ka =
0.122 - x
ax2 + bx + c =0
x = 0.0081
HA (ac)
x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0
-b ± b2 – 4ac
x=
2a
x = - 0.0081
H+ (ac) + A- (ac)
Inicial(M)
0.122
0.00
0.00
Cambio(M)
-x
+x
+x
0.122 - x
x
x
Equilibrio(M)
[H+] = x = 0.0081 M
pH = -log[H+] = 2.09
15.5
Concentración del ácido
ionizado en el equilibrio
Concentración inicial del ácido
Porcentaje de
ionización =
x 100%
Para un ácido monoprótico HA
Porcentaje
de ionización =
[H+]
[HA]0
x 100% [HA]0 = concentración inicial
Ácido fuerte
Ácido débil
Concentración inicial del ácido
15.5
Bases débiles y su constante de ionización básica
NH3 (ac) + H2O (l)
NH4+ (ac) + OH- (ac)
[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]
Kb es la constante de ionización básica
Kb
fuerza
de base débil
Resuelva los problemas base débil como
ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar
de [H+].
15.6
15.6
Relación entre la constante de ionización de los ácidos
y sus bases conjugadas
HA (ac)
A- (ac) + H2O (l)
H2O (l)
H+ (ac) + A- (ac)
OH- (ac) + HA (ac)
H+ (ac) + OH- (ac)
Ka
Kb
Kw
KaKb = Kw
Ácido débil en su base conjugada
Kw
Ka =
Kb
Kw
Kb =
Ka
15.7
15.8
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
H X
H+ + X-
La fuerza
del enlace
La
debilidad
del ácido
HF << HCl < HBr < HI
15.9
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
Z
dO
d+
H
Z
O- + H+
El enlace O-H será más polar y más fácil de romper si:
•
Z es muy electronegativo o
•
Z está en un estado de oxidación alto
15.9
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
Cl es más electronegativo que Br
HClO3 > HBrO3
15.9
••
••
••
••
••
••
1. Oxiácidos que tienen átomos centrales diferentes (Z) que
son del mismo grupo y que tienen el mismo número de
oxidación.
La fuerza de los ácidos aumenta con el aumento de la
electronegatividad de Z
••
••
O
O
••
••
••
••
H O Cl O
H O Br O
•• •• • •
•• •• • •
Estructura molecular y fuerza de los ácidos
2. Oxiácidos que tienen el mismo átomo central (Z)
pero diferente número de grupos unidos a él..
La fuerza de los ácidos aumenta cuando aumenta el número
de oxidación de Z.
Ácido hipocloroso (+1)
Ácido cloroso (+3)
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
Ácido clórico (+5)
Ácido perclórico (+7)
15.9
Propiedades ácido-base de las sales
Disoluciones neutras:
Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de
metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada
de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO3-).
NaCl (s)
H2O
Na+ (ac) + Cl- (ac)
Disoluciones básicas:
Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido
débil.
HO
NaCH3COOH (s) 2 Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COO- (ac) + H2O (l)
CH3COOH (ac) + OH- (ac)
15.10
Propiedades ácido-base de las sales
Disoluciones ácidas:
Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil
NH4Cl (s)
NH4+ (ac)
H2O
NH4+ (ac) + Cl- (ac)
NH3 (ac) + H+ (ac)
Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas
más altas (por ejemplo Al3+, Cr3+ y Be2+) y la base
conjugada de un ácido fuerte.
Al(H2O)3+
6 (ac)
Al(OH)(H2O)52+(ac) + H+ (ac)
15.10
Hidrólisis ácida del Al3+
15.10
Propiedades ácido-base de las sales
disoluciones en que el catión y el anión se hidrolizan:
•
Kb para el anión > Ka para el catión, la disolución será
básica
•
Kb para el anión < Ka para el catión, la disolución será ácida
•
Kb para el anión  Ka para el catión, la disolución será
neutra
15.10
Óxidos de los elementos representativos
en su estado de oxidación más alto
Óxido básico
Óxido ácido
Óxido anfótero
15.11
Definición de un ácido
Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
en agua
Un ácido Brønsted es un donador de protón
••
Un ácido Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de
electrones
Una base Lewis es una susutancia que puede donar un par de
electrones
••
••
H+ + OHH O H
••
••
ácido base
H+ +
ácido
••
H
N H
H
base
H
+
H N H
H
15.12
Ácidos y bases de Lewis
F B
+
••
H
F
N H
F
H
ácido
base
F
F B
F
H
N H
H
¡No dona o acepta protones!
15.12
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Acids and Bases