Sin título de diapositiva

Teorías : Arrhenius
Bronsted-Lowry
Lewis
Equilibrio iónico del agua. pH.
Soluciones Amortiguadoras.
2006-I
1
ACIDOS Y BASES
LA TEORÍA DE ARRHENIUS
“¿Qué es un ácido?”
Se reconocía a los ácidos en forma general como
sustancias que, en solución acuosa,
1. Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente
para poderse probar.
2. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a
rojo
3. Reaccionan con los metales activos como el
magnesio, zinc y hierro produciendo H2(g).
Por ejemplo
2 HCl(ac) + Mg → H2(g) + MgCl2 (ac)
2006-I
2
4. Reaccionan con los compuestos llamados bases
HCl(ac) + NaOH(ac)
Ácido
Base
→
H2O + NaCl(ac)
Agua
Sal
La Reacción de un ácido con una base se llama neutralización
El producto de reacción tiene un sabor
que no es agrio ni amargo, sino salado.
Se produce una sal y agua cuando un
ácido neutraliza una base.
2006-I
3
Arrhenius propuso que las propiedades
características de los ácidos son en realidad
propiedades del ión hidrógeno, H+, y que los
ácidos son compuestos que liberan iones
hidrógeno en las soluciones acuosas.
+
→
H-Cl
H + Cl
HIDRONIO
2006-I
4
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que
también las bases (llamadas álcalis) son sustancias que, en
solución acuosa,
1. Tienen un sabor amargo. (Nunca se deben probar las bases que
se emplean en el laboratorio).
2. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
3. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
4. Reaccionan con los ácidos formando agua y sales
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran
en realidad propiedades del ion hidroxilo, OH-.
+
→
NaOH
OH Na
2006-I
HIDROXILO
5
Ácidos y Bases de Arrhenius:
Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua
HX + H2O → H + X
+
-
Las bases liberan iones hidróxido en agua.
YOH + H2O → OH + Y
-
2006-I
+
6
Iones hidrógeno o iones hidronio
HCl + H2O → H+ + Cl- + ¿? H2O
H
+
SOLVATACIÖN
2006-I
+
.. ..
H
H
7
AGUA
DIPOLARIDAD
2006-I
8
H
H
Par de
H
+
+
→
Electrones
H
H
H
Par de
Electrones
.. ..
2006-I
+
→
O
H
H
H+
H
H
O
..
H
HIDRONIO
9
Ahora se puede utilizar la definición de
Arrhenius:
Un ácido es una sustancia que produce iones
hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua.
Un ion hidronio es muy reactivo; puede
transferir con facilidad un ion hidrógeno, H+
(que es un simple protón), a moléculas e
iones.
H
2006-I
+
=
H3O
HIDRONIO
+
10
Ácidos monopróticos,
dipróticos y tripróticos
HCl ácido clorhídrico
HBr ácido bromhídrico
H2SO4, ácido sulfúrico
H2CO3 ácido carbónico
HNO3, ácido nítrico
HI, ácido yodhídrico
HClO4 ácido perclórico
H3PO4 ácido fosfórico
H3PO3 ácido fosforoso
H3AsO4 ácido arsénico
2006-I
11
ACIDOS FUERTES Y DÉBILES
Los ácidos fuertes son lo que se ionizan por
completo
o en una gran proporción en agua.
HCl, ácido clorhídrico
H2SO4 ácido sulfúrico
HBr, ácido bromhídrico HNO3 ácido nítrico
HI, ácido yodhídrico
HClO4 ácido perclórico
HCl(g) + H2O → H3O+(ac) + Cl-(ac)
2006-I
12
Los ácidos débiles son los que se ionizan en baja
proporción en solución diluida.
El ácido acético, CH3COOH , es un débil
representativo.
+
CH3COOH(ac) + H20(1) →
CH
COO
(ac)
+
H
0
3
3 (ac)
←
El vinagre comercial es una solución de ácido acético
aproximadamente al 5% en masa. Otro ácido débil
común es el ácido carbónico, H2CO3, que se forma
cuando se disuelve CO2 en agua. Todas las bebidas
carbonatadas contienen H2CO3
2006-I
13
BASES FUERTES Y DÉBILES
Las bases fuertes se ionizan por completo (o casi) en agua El
hidróxido de sodio, NaOH (también llamado lejía), es tal vez la base
fuerte que resulta más familiar Incluso en forma sólida, el hidróxido
de sodio es completamente iónico, existe como iones sodio y iones
hidróxido. El álcali destruye los tejidos con rapidez, causando
quemaduras graves.
Todos los hidróxidos de metales alcalinos son muy solubles en agua.
El hidróxido de calcio es poco soluble en agua.
LiOH + H2O →
Li+(ac) +
-
NaOH + H2O →
Na+(ac) +
-
K+(ac)
-
KOH + H2O →
2006-I
+
OH(ac)
OH(ac)
OH(ac)
14
Entre las bases fuertes están todos los hidróxidos de metales
alcalinos y también tres hidróxidos metálicos del Grupo II:
hidróxido de calcio, Ca (OH)2, hidróxido de estroncio,
Sr(OH)2 e hidróxido de bario, Ba(OH)2
El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, es una base
débil; su solubilidad en agua es tan baja que se
puede ingerir sin peligro en forma de un antiácido
llamado leche de magnesio. Los hidróxidos de los
metales de transición son todos bases débiles y
solubilidad en agua es baja.
Mg(OH)2 + H2O ⇔ Mg+(ac) + -OH(ac)
2006-I
15
El amoniaco, otra base débil importante, es un gas a
temperatura ambiente y se disuelve con facilidad en
agua produciendo una solución alcalina
NH3(ac) + H20
→
←
NH4+(ac) + OH-(ac)
El amoniaco se clasifica como una base débil porque
una solución del mismo contiene una concentración
relativamente baja de iones hidróxido
En solución sólo se ioniza alrededor del 1% del
amoniaco. La mayor parte del amoniaco permanece en
forma no ionizada.
2006-I
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Reacciones de los ácidos con las bases:
Neutralización
Ácido + Base →
Agua + Sal
Ejemplos:
HCl(ac) + NaOH(ac)
→
H3PO4(ac) + 3 KOH(ac)
→ 3H20 + K3PO4(ac)
H20 + NaCl(ac)
Si se eliminan los iones
espectadores se obtiene la misma
2006-I
17
ecuación iónica neta.
H+(ac) + OH-(ac) →
H20(l)
H30+(ac) + OH-(ac) →
2H20(l)
Los realmente activos en una
reacción de neutralización son
los iones Hidronio e Hidroxilo
2006-I
18
Reacciones de los hidróxidos anfóteros con los
ácidos y las bases
Anfótero: Aquel que reacciona tanto
con los ácidos como con las bases
Al(OH)3(s) + NaOH(ac) → NaAl(OH)4(ac)
Como ácido Basefuerte
Aluminato de Sodio
Al(OH)3(s) + 3 HCl(ac) →
Como base
ÁcidoFuerte
2006-I
AlCl3(ac) + 3 H20
Cloruro de Aluminio
19
Definiciones de ácidos y bases de
Bronsted-Lowry
Según la teoría de Bronsted-Lowry::
Ácido es todo compuesto capaz de ceder un protón.
Base es todo compuesto capaz de aceptar un protón.
HCl(g) +
H20(l)
Ácido
Base
más fuerte más fuerte
2006-I
→
H30+(ac) + Cl-(ac)
Ácido
más débil
Base
más débil
20
El HCl(g) (el ácido de Bronsted-Lowry) dona un
protón al H20 y deja un ion cloruro, Cl-, que se
clasifica como la base conjugada. (la base conjugada
es simplemente el ácido sin su protón.) En conjunto,
HCl y Cl- son un par conjugado ácido-base. El agua
y el ion hidronio forman otro par conjugado, donde
el agua es una base y el ion el ácido conjugado.
Par conjugado
base-ácido
HCl(g) + H20(l)
2006-I
→
H30+(ac) + Cl-(ac)
ácido-base
Par conjugado
21
En una reacción Acido-Base
HCl(g) +
Ácido más
fuerte
NH3(g)
→
NH4+ +
Base más
Ácido más
fuerte
débil
ClBase más
débil
El amoniaco gaseoso, NH3(g), reacciona
con el cloruro de hidrógeno gaseoso,
HCl(g), no interviene hidróxido alguno,
pero el NH3 (g) acepta un protón del
HCl(g) y por ello actúa como una base de
Bronsted-Lowry.
2006-I
22
Cuando el amoniaco gaseoso se disuelve en agua,
reacciona con ella en una medida muy limitada
formando iones amonio e iones hidroxilo. En este
sistema, el amoniaco actúa como receptor de protones
(base) y el agua como donador de protones (ácido)
NH3(g)
+
Base
(receptor de
protones )
H 0H
NH4+(ac) + OH-(ac)
Ácido
(donador de
protones)
Equilibrio químico
La disociación no es total
2006-I
23
CARÁCTER ANFIPRÓTICO DEL H2O
NH3(g)
+ H OH
Base debil
Ácido
CH3COOH(l) + H OH
Acido debil
Base
NH4+(ac) +
OH-(ac)
H3O+(ac) + CH3COO-(ac)
Observa que en la reacción del agua con el amoniaco el agua
actúa como ácido de Bronsted, pero en la reacción con el
Acido Acético el agua actúa como base de Bronsted. Se dice
que el agua es anfiprótica; puede perder o ganar un protón
para actuar como ácido o como base.
2006-I
24
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES
DE LEWIS
Según la teoría de Lewis:
Ácido es toda sustancia capaz de
aceptar un par de electrones.
Base es toda sustancia capaz de
ceder un par de electrones.
2006-I
25
Aunque la teoría de Lewis parece diferente, es
coherente con otras teorías.La teoría de
Bronsted-Lowry se refiere al ión H+.La
definición de Lewis se refiere a los pares de
electrones (que conllevan una carga
negativa).En la teoría de Bronsted-Lowry es el
protón H (H+) el que se mueve.En la teoría de
Lewis,los electrones forman enlaces,que
"tiran" de los átomos para llevarlos a sus
nuevas posiciones.
2006-I
..
..
:F:
H
:F: H
.. l
l
.. l
l
: F—B + : N—H → : F—B—N—H
¨
l
l
¨ l
l
:F:
H
:F: H
¨
¨
Ácido
Base
26
Resumen
Acido
Base
Arrhenius
Genera H+
Bronsted-Lowry
Donante de H+ Receptor de H+
Lewis
Receptor de e- Donante de e-
2006-I
Genera -OH
27
LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
Cuando se piensa en el agua, se
dibuja la molécula de H2O. Pero
incluso el agua más pura no es por
completo H2O. Alrededor de 1
molécula en cada 500 millones
transfiere un protón a otra,
produciendo un ión hidronio y un
ión hidróxido.
2006-I
28
EQUILIBRIO QUÍMICO DEL H2O
H20 + H20
Acido Base
Kw
2006-I
=
Kw
H30+ + OHÁcido Base
[H30 ][ OH ]
+
-
29
La concentración de iones hidronio en el agua
pura a 25ºC es 0.00000010, o 1.0 x 10-7 M. La
concentración de iones hidróxido en el agua a
25ºC es también 1.0 x 10-7 M. Se emplean
paréntesis rectangulares, [ ], para presentar las
concentraciones en moles por litro, M. Para el
agua se tiene que :
[H3O ] = 1.0 x 10 M
-7
[OH ] = 1.0 X 10 M
+
2006-I
-7
30
En el agua pura, la concentración de iones
hidronio es igual a la concentración de
iones hidróxido. El producto de la
concentración de iones hidronio por la
concentración de iones hidróxido a 25º C
Kw =(1.0 x 10-7)(1.0x10-7) = 1 x 10-14
Kw =[H30 ][ OH ]
+
2006-I
-
31
KW = [H+][OH-] = 1.0 X 10-14 a 25ºC
Esto se llama producto iónico del agua, es
siempre igual a una constante que se conoce
como la constante del producto iónico del agua,
Kw, y cuyo valor es 1.0 x 10-14 a 25ºC. Por
sencillez, se comenzará a emplear aquí [H30+],
sobreentendiéndose que los iones H+ en
solución están siempre hidratados.
2006-I
32
¿Cómo afecta la adición de un
ácido al agua las
concentraciones de equilibrio
de iones hidrógeno y de iones
hidróxido?
H2O
2006-I
H + OH
+
33
Si se conoce la concentración de iones hidrógeno,
[H+], o la de iones hidróxido, [OH-], se puede calcular
la concentración del otro ion, como se ilustra en este.
Ejemplo:
El jugo de limón tiene una [H+] 0.010 M. ¿Cuál es la
concentración de [OH-] ?.
Solución: Dato: [H+] = 1.0X10-2 M en forma exponencial.
De KW se tiene que
[H+][OH-]
= 1.0 X 10-14
La sustituyendo [H+]
[1.0x10-2][OH-] = 1.0 X 10-14
luego
[OH-] = 1.0 X 10-14
1.0 x 10-2
2006-I
Respuesta =1,0 x 10 M
-12
34
Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0x10-6 M
¿Cuál es la [H+]?
SOLUCIÓN: Dato : [OH-]=1.0 X10-6 M
De KW se tiene que
Sustituyendo[OH-]
[H+][OH-]
= 1.0 X 10-14
[H+][1.0X10-6] = 1.0 X 10-14
[H+] = 1.0 X 10-8 M Respuesta
2006-I
35
Los cálculos para el jugo de limón (un ácido) y la
muestra de bilis (que es alcalina o básica) ilustran lo
siguiente.
En soluciones ácidas, [H+] es mayor de 1.0 x 10-7
En soluciones básicas, [H+] es menor de 1.0 x 10-7
En soluciones neutras, [H+] es igual a
1.0 x 10-7
La muestra de bilis descrita en el ejemplo es alcalina
(básica); tiene una concentración de iones hidrógeno
inferior a 1.0 x 10-7.
2006-I
36
ESCALA DE pH
El pH de una solución se define como el
negativo del logaritmo de la concentración de
iones hidrógeno, [H+]. El logaritmo (log) de un
número es el exponente (o potencia) al que es
preciso elevar 10 para dar el número que se
especifica. En forma matemática, el pH se
define como sigue:
pH= - Log [H3O ]
+
2006-I
37
[H ]
pH
1 x 10-1
1 x 10-3
1 x 10-9
1 x 10-11
1
3
9
11
+
Siempre que
[H ] = 1.00 x 10 el pH = n.
+
2006-I
-n
38
Se podría decir que una solución tiene una
concentración de iones hidronio de
1x10-6 mol / L, o decir que tiene un
pH de 6.
Esto es lo que hace de la escala de pH algo
muy conveniente y razonable para los usuarios.
Se ha adoptado de manera universal.
El agua pura tiene una concentración de
iones hidrógeno de 1 x 10-7 mol / L y un pH de
7. Como lo indica la escala de pH que aquí se
muestra, cualquier solución neutra tiene un pH
de 7.
2006-I
39
Alcalinidad
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Acidez
Neutralidad
2006-I
40
pH aproximado de algunas soluciones
Solución
HCl 0.10 M
Jugos gástricos
Jugo de limón
Vinagre
Bebidas gaseosas
Leche
Orina
Agua de lluvia (no contaminada)
Saliva
Sangre
Clara de huevo (fresca)
Bilis
Leche de magnesia
Amoniaco casero
NaOH 0.1 M (lejía)
2006-I
pH
1.0
1.6 – 1.8
2.3
2.4 – 3.4
2.0 – 4.0
6.3 -6.6
5.5 – 7.5
5.6
7.0
7.35 – 7.45
7.6-8.0
7.8-8.6
10.5
11
13
Àcido
Neutro
Básico
41
¿Cuál es el pH de la muestra de bilis del ejemplo
anterior, que tiene una [H-] de 1.0 x 10-8 M? ¿Es ácida
o básica la solución?
Se sustituye la [H+] conocida en la expresión
matemática del pH.
pH =-log [H+]
¡Advertencia!
= -log (1.0 x 10-8)
Hay que emplear el valor de [H+], no de [OH-].
pH = 8.0
El pH de la muestra de bilis es 8.0. Como el pH
es mayor de 7, la solución es básica.
2006-I
42
Calcular el pH de una solución con una [H+] de 4.5 x
10-3 M.
Solución:
pH
=-log[H+]
=-log(4.5 x 10-3)
=2.35
El pOH se define de manera similar al pH,
excepto que en el caso del pOH se está hablando de
[OH-] en lugar de [H+].
pOH = -log[OH-]
2006-I
43
[H+]
pH
[OH-]
pOH
1X100
1X10-1
1X10-2
1X10-3
1X10-4
1X10-5
1X10-6
1X10-7
1X10-8
1X10-9
1X10-10
1X10-11
1X10-12
1X10-13
1X10-14
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1X10-14
1X10-13
1X10-12
1X10-11
1X10-10
1X10-9
1X10-8
1X10-7
1X10-6
1X10-5
1X10-4
1X10-3
1X10-2
1X10-1
1X10-0
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
2006-I
Soluciones ácidas
Solución neutra
Soluciones básicas
44
pH + pOH = 14
Los enunciados siguientes y la
figura 2 resumen el efecto que sobre el pH
y el pOH ejerce la adición de ácido o base.
En una solución neutra, el pH y el pOH
son ambos iguales a 7 .
La adición de un ácido hace que baje el
pH pero eleva el pOH.
La adición de una base hace descender el
pOH pero eleva el pH.
La suma del pH y el pOH siempre es
igual a 14.
2006-I
45
Ejemplo:
¿Cuál es el pOH de una solución que tiene un
pH de 8.23?
Solución:
pH + pOH = 14
Por definición
Así, pOH = 14 – pH
pOH= 14 - 8.23
pOH = 5.77
2006-I
Respuesta.
46
¿Cuál es la [H+] del jugo de limón, que tiene un pH de 2.35?
Solución:
Cuando se conoce el pH, se puede obtener la [H-] correspondiente
por sustitución en la expresión del pH. Hay que seguir los pasos
que se muestran aquí.
Se multiplican ambos lados por –1.
Se invierte la ecuación para dar
pH = -log[H+]
2.35 = -log[H+]
-2.35 = log[H+]
log[H+] = -2.35
Se obtienen el logaritmo inverso (antilog) de ambos lados para hallar [H+].
[H+] = antilog –2.35 que es
10-2.35
2006-I
47
AMORTIGUADORES:CONTROL DEL pH
En química, un amortiguador (o regulador) es un
par de sustancias químicas que, cuando están
presentes en una solución dada, pueden mantener el
pH casi constante cuando se agrega un ácido o una
base. Se puede pensar en un amortiguador como en
un dispositivo para absorber choques; tiende a
reducir el impacto de los cambios drásticos en las
concentraciones de H+ y OH-. Si los sistemas
amortiguadores del organismo de una persona
dejaran de funcionar, también lo haría la persona.
2006-I
48
Algunos amortiguadores importantes
Componentes del amortiguador. Nombre del sistema amortiguador
pH
CH3COOH / CH3COO- Ácido acético/ion acetato
4.76
H2CO3 / HCO3-
6.46
(Dióxido de carbono) ácido
carbónico/ion carbonato ácido
H2PO4- / HPO42-
Ión fosfato diácido/ion fosfato
monoácido
7.20
NH4+/NH3
Ion amonio/amoniaco
9.25
* Los valores indicados corresponden a soluciones 0.1 M respecto a
cada compuesto a 25ºC.
2006-I + Este valor incluye las moléculas de CO disueltas como H CO no
49
2
2
3
disociado. El valor que corresponde al H CO sólo es alrededor de 3.8
2006-I
50