EQUILIBRIO
ÁCIDO - BASE
1. Definición Según Brönsted - Lowry.
 Ácido: Sustancia capaz de donar protones y formar una base
conjugada.
 Base: Sustancia capaz de captar protones y formar un ácido
conjugado.
HCl
(ac)
ácido1
 H 2O
base2
NH 3 (ac)  H 2O
base1
ácido2

H


O (ac)  Cl (ac)
3
ácido2
base1


N H 4(ac)  OH (ac)
ácido1
Anfolito
Cloruro es la base conjugada
del ácido clorhídrico
base2
Amonio
es
el
ácido
conjugado de amoniaco.
2. Comportamiento Dual del Agua.
Anfolito: Sustancia que dependiendo con quien se encuentre, puede actuar
como ácido o como base.
3. Equilibrio de Auto-ionización del Agua.
H2O en estado puro, no conduce electricidad  Electrolito Débil
2 H 2O

 H 3O


(ac)
 OH
(ac)
K


[H 3O ][OH
[H 2O]
K  [H 2O]  K W  [H 3O ][OH

]

]
H 2O



H (ac)  OH
(ac)
K

W
 [H ][OH

]
a T = 25°C, KW = 10 – 14
Esto Implica que a 298,15 K

[H ]  [OH

]  10
Visión Cualitativa:
7
M
[H ] 
Medio Ácido, si : [H
Medio Básico, si: [H
KW


]  [OH


]  [OH

]
]
[OH

[OH
] 

]
KW

[H ]
4. Escala de pH.
pH : Medida cuantitativa de la acidez o basicidad de una solución.
Solución Ácida, pH < 7.00  [H+] > 10–7 M
pH = – log [H+]
Solución Neutra, pH = 7.00  [H+] = 10–7 M
Solución Básica, pH > 7.00  [H+] < 10–7 M
A partir del producto iónico del agua, se obtiene:
pH  pOH  14
pH
0
14
pOH
14
pH = pOH = 7
Medio Neutro
0
5. Fuerza de Ácidos y Bases.
Fuertes: Corresponde a electrolitos fuertes,
Ej.: HCl, HNO3, H2SO4.
Ácidos
Débiles: Corresponde a electrolitos débiles,
Ej.: CH3COOH (HAc), NH4+.
La fuerza relativa
entre Ácidos Débiles o
Bases Débiles se
Fuertes: Corresponde a electrolitos fuertes,
Ej.: NaOH, KOH, Ba(OH)2.
Bases
Débiles: Corresponde a electrolitos débiles,
Ej.: NH3.
hace comparando sus
constantes de acidez
(Ka) o basicidad (Kb)
•
Entre mayor sea el valor de la constante de acidez (Ka) para un
ácido débil, este se comportará como un ácido fuerte.
•
Entre mayor sea el valor de la constante de basicidad (Kb) para
una base débil, esta se comportará como una base fuerte.
CH 3COOH (ac)
HF (ac)

 H

 H

(ac)
 CH 3COO
(ac)



(ac)
F
(ac)

[H ][CH 3COO ]
 3,4  10 5
Kc 
[CH 3COOH]
Kc 
[H ][F
[HF]

]
 7 ,1  10
4
6. Porcentaje de Ionización.
HA (ac)



H

(ac)
 A
Kc 
(ac)

[H ][A ]
[HA]

P .I . 
[H ]
[HA]
 100
inicial
7. Bases Débiles.
CH 3COO

(ac)
 H 2O

 OH
NH 3 (ac)  H 2O 


(ac)
OH
 CH 3COOH

(ac)
 NH

4 (ac)
K
(ac)
K
b
b


[OH

][CH 3COOH]
[CH 3COO
[OH

][NH
[NH 3 ]

4
]

]
8. Relación Entre Ka y Kb.
CH 3COOH
CH 3COO

(ac)
(ac)
 H 2O

 H


(ac)

 OH
 CH 3COO

(ac)
 CH 3COOH

Ka Kb 
(ac)
[H ][CH 3COO
[CH 3COOH]

]

K

a
K
(ac)
[OH

[H ][CH 3COO
]
[CH 3COOH]
b


[OH
][CH 3COOH]
[CH 3COO
][CH 3COOH]
[CH 3COO
K a  K b  KW


]

]
9. Propiedades Ácido – Base de la Sales.
Hidrólisis: En una sal, corresponde a la reacción de un catión, un anión o
ambos con agua lo cual afecta el valor de pH.
a. Sales que producen soluciones neutras: Solución de Sales de metales
alcalinos o alcalino-térreos con
una
base
conjugada
proveniente de una ácido
fuerte.
Ej: NaCl, Be(NO3)2
b. Sales que producen soluciones básicas: Solución de Sales derivadas de
una base fuerte y un ácido débil.
Ej: NaAc
Ac

 HAc  OH
 H 2O 

K b  5,6  10
 10
Ac

 HAc  OH
 H 2O 

K b  5,6  10
 10

% Hidrolisis

[ Ac ] hidrolizad o

 100
[ Ac ] inicial
c. Sales que producen soluciones ácidas: Solución de Sales derivadas de un
ácido fuerte y una base débil.
Ej: NH4Cl
NH
3

4

 H 2O 
Al ( H 2O ) 6  H 2O
NH 3  H 3 O

K a  5 ,6  10
2


 Al (OH )( H 2O ) 5  H 3O
 10
K a  1,3  10
5
d. Sales en las que se hidroliza el catión y el anión: Sales derivadas de un
ácido débil y una base
débil. El pH final de la
solución depende de
las fuerzas relativas
de del ácido débil y de
la base débil.
Consideraciones:
• Kb(anión) > Ka(catión)  Solución básica.
• Kb(anión) < Ka(catión)  Solución ácida.
• Kb(anión)  Ka(catión)  Solución casi neutra.
10. Efecto del Ión Común:
Se presenta en disoluciones de dos solutos que poseen un mismo ión común
(Catión o Anión).
CH 3COOH (ac)
CH 3 COONa
Electrolito
Fuerte
(s)


 H

(ac)

 CH 3COO(ac)
Na (ac)  CH 3 COO


[H ][CH 3COO ]
 3,4  10 5
Ka 
[CH 3COOH]
(ac)
Ión Común
Implica un
cambio en el
valor de pH
HA (ac)

H
 A

[H ]  K a

[HA]
Ka 
(ac)

[H ][A ]
Ka 




(ac)

[H ][A ]
[HA]

[HA]


[A ]
pH  pK
a
 log
[A ]
[HA]
Ecu. Henderson - Hasselbach
Ejemplo:
NH

4 (ac)



NH
3 (ac)
H

(ac)
Ka 
[H ][NH 3 ]
[NH

4
]
pH  pK a  log
[NH 3 ]
[NH

4
]
• Soluciones Amortiguadoras, Tampón o Buffer: Son soluciones capaces de
mantener un valor de pH a pesar de la adición de pequeñas cantidades de
ácido o base.
1. La fuerza de un tampón aumenta a mediada que las [HA] y [A–] son mayores.
2. El pH de un tampón está dado por su valor de pKa (pH = pKa ± 1)
Descargar

Equilibrio_Acido-Base_autoionizacion_del_agua