Ácidos y bases: propiedades químicas
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Este documento proporciona información sobre ácidos y bases. Brevemente describe que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir hidrógeno y dióxido de carbono respectivamente. Las bases tienen sabor amargo y muchos jabones contienen bases. También define ácidos y bases de Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la relación entre pH, pOH e ionización del agua.
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- 1. Ácidos y bases Capítulo 15 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
- 2. 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
- 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
- 4. Un ácido Brønsted es un donador de protón Una base Brønsted es un aceptador de protón base ácido ácido base ácido base base ácido conjugado conjugada 15.1
- 5. Propiedades ácido-base del agua H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) autoionización del agua + + H - H O + H O [ H O H ] O H H H ácido base conjugado H2O + H2O H3O+ + OH- ácido base conjugada 15.2
- 6. El producto iónico del agua [H+][OH-] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kc = [H2O] =constante [H2O] 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 [H+] > [OH-] ácida Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] < [OH-] básica 15.2
- 7. ¿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 Kw 1 x 10-14 [OH-] = = = 7.7 x 10-15 M [H+] 1.3 15.2
- 8. El pH: una medida de la acidez pH = -log [H+] La disolución 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
- 9. pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00 15.3
- 10. 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
- 11. Electrólito fuerte: 100% disociación H2O NaCl (s) 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
- 12. Ácidos débiles son electrólitos 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) Bases fuertes son electrólitos fuertes H 2O NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H2O Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) 15.4
- 13. Bases débiles son electrólitos débiles F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) 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
- 14. 15.4
- 15. Ácido fuerte Ácido débil Antes de la En el Antes de la En el Ionización equilibrio Ionización equilibrio 15.4
- 16. ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . 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 disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. 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 = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56 15.4
- 17. Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+][A-] Ka = [HA] Ka es la constante de ionización ácida ácido débil Ka fuerza 15.5
- 18. 15.5
- 19. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)? [H+][F-] HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka = = 7.1 x 10-4 [HF] HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Inicial (M) 0.50 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) 0.50 - x x x x2 Ka = = 7.1 x 10-4 Ka << 1 0.50 – x ≈ 0.50 0.50 - x x2 Ka ≈ = 7.1 x 10-4 x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M 0.50 [H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M 15.5
- 20. ¿Cuándo puedo usar la aproximación? Ka << 1 0.50 – x ≈ 0.50 Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta. 0.019 M Menor que 5% x = 0.019 x 100% = 3.8% 0.50 M 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 0.006 M Más que 5% 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
- 21. 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
- 22. ¿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 Equilibrio(M) 0.122 - x x x x2 Ka = = 5.7 x 10-4 Ka << 1 0.122 – x ≈ 0.122 0.122 - x x2 Ka ≈ = 5.7 x 10-4 x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M 0.122 0.0083 M Más que 5% x 100% = 6.8% Aproximación 0.122 M no válida 15.5
- 23. x2 Ka = = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 0.122 - x -b ± √ b2 – 4ac ax2 + bx + c =0 x= 2a x = 0.0081 x = - 0.0081 HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x Equilibrio(M) 0.122 - x x x [H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09 15.5
- 24. Concentración del Porcentaje de ácido ionización = Concentración el equilibrio ionizado en inicial del ácido x 100% Para un ácido monoprótico HA Porcentaje [H+] de ionización = x 100% [HA]0 = concentración inicial [HA]0 Ácido fuerte % de Ionización Ácido débil Concentración inicial del ácido 15.5
- 25. 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 fuerza Kb de base débil Resuelva los problemas base débil como ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar de [H+]. 15.6
- 26. 15.6
- 27. Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas 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 Ácido débil en su base conjugada Kw Kw Ka = Kb = Kb Ka 15.7
- 28. 15.8
- 29. Estructura molecular y fuerza de los ácidos H X H+ + X- La fuerza La del enlace debilidad del ácido HF << HCl < HBr < HI 15.9
- 30. Estructura molecular y fuerza de los ácidos δ- δ+ Z O 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
- 31. Estructura molecular y fuerza de los ácidos 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 •• •• •• •• •• •• •• •• Cl es más electronegativo que Br HClO3 > HBrO3 15.9
- 32. 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
- 33. 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-). H2O NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) Disoluciones básicas: Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil. H2O NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) 15.10
- 34. Propiedades ácido-base de las sales Disoluciones ácidas: Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil H2O NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac) NH4+ (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+(ac) 2+ 6 Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac) 15.10
- 35. Hidrólisis ácida del Al3+ 15.10
- 36. 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
- 37. Óxidos de los elementos representativos en su estado de oxidación más alto Óxido básico Óxido ácido Óxido anfótero 15.11
- 38. 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+ + OH- H O H •• •• •• ácido base H H + H+ + N H H N H •• H H ácido base 15.12
- 39. Ácidos y bases de Lewis F H F H F B + N H F B N H •• F H F H ácido base ¡No dona o acepta protones! 15.12