3 clase
Equilibrio : acido – base débiles
Para un ácido genérico HA en disolución se produce
la reacción reversible .
HA + H2O  A-
+
+
H
O
(ac)
3
(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 ()
Ácido fuerte
[HA]
[A–]
Ácido débil
[H+]
[HA]
[HA]
[A–]
[H+]
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
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
Ácido acético
Fórmula
CH3COOH
Ka
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
Fuerza de los ácidos y las bases
Constante de ionización de un ácido
base
acido
CH3CO2H + H2O
Kc=
base
conjugada
ácido
conjugado
CH3CO2- + H3O+
[CH3CO2-][H3O+]
[CH3CO2H][H2O]
Ka= Kc[H2O] =
[CH3CO2-][H3O+]
[CH3CO2H]
= 1.8x10-5
Fuerza de los ácidos y las bases
Grado de disociación de un ácido
Grado de ionización =
% de ionizacion =
H3O+ + A-
HA + H2O
Porcentaje de ionización
[H3O+] eq
[HA] inicial
[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.
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
-----
0
0
  cambio
-X
-----
+X
+X
0,1 - X
-----
X
X
  equilibrio
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:
Ka =
X * X
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 =
despejando [HO- ] =
[H3O+] [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
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 %
* 100 = 1,34 %
Fuerza de los ácidos y las bases
Constante de ionización de una base
base
acido
acido
conjugado
NH4+ +
NH3 + H2O
Kc=
base
conjugada
OH-
[NH4+][OH-]
[NH3][H2O]
Kb= Kc[H2O] =
[NH4+][OH-]
= 1.8x10-5
[NH3]
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
C5H5N
1,7 * 10- 9
Piridina
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:
H2O(l)
-----
HB+ (ac)
0
+
OH - (ac)
0

 inicial

 cambio
-X
-----
+X
+X
M-X
-----
X
X
  equilibrio
+

B (ac)
M
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 %
Fuerza de los ácidos y las bases
Relación entre Ka y Kb
CH3CO2- + H2O
base
acido
NH4+ + H2O
acido
CH3CO2H + OH-
NH3 + H3O+
Ka=
base
[NH3] [H3O+] [OH-]
Ka=
[NH3] [H3O+]
[NH4+] [OH-]
1.0x10-14
KW
=
=
Kb
[NH4+]
= 5.6x10-10
1.8x10-5
Ka Kb = Kw
=?
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
Ácido sulfúrico: Un ácido diprótico.
H2SO4 + H2O
H3O+ + HSO4-
Ka = muy grande
HSO4- + H2O
H3O+ + SO42-
Ka = 1.96
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