Equilibrio Ácido Base

pH 4,00-5,00
pH 6,00-7,00
Teorías ácido-base
Equilibrios ácido-base
11 de Abril de 2016. Prof. Dra. Sandra Ferreira
pH 8,00
Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
Teoría de Arrhenius (1887)
•Químico sueco
(1859 -1927).
•Presentó esta teoría
en su tesis doctoral.
•Recibió el premio
Nobel de Química en
1903.
Svante Arrhenius
Teoría de Arrhenius
Ácido
sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta
la concentración de protones
H2O
HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac)
Base
sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta
la concentración de hidroxilos
H2O
NaOH (s)  OH- (ac) + Na+ (ac)
Teoría de Arrhenius
Acido: sustancia o compuesto que contiene
hidrógeno y cede protones al agua.
HCl (g) + H2O  H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Base: sustancia o compuesto que produce
aniones hidroxilo en el agua.
NaOH (s) + H2O  OH- (ac) + Na+ (ac)
Teoría de Brønsted-Lowry
Johannes Brønsted
(1879-1947)
Químico Danés
Thomas Lowry
(1874-1936)
Químico Ingles
Teoría de Brønsted-Lowry
(1923)
Ácido: sustancia que puede transferir
un protón a otra sustancia.
Base: sustancia que es capaz de
aceptar un protón de otra sustancia.
Teoría de Brønsted-Lowry:
concepto de par conjugado
HCl (ac) + H2O (l)
Ácido
Base
NH3 (ac) + H2O (l)
Base
Ácido
H3O+ (ac) + Cl (ac)
Acido
conjugado
Base
conjugada
NH4+ (ac) + OH (ac)
Acido
conjugado
Base
conjugada
Teoría de Brønsted-Lowry:
Agua comportamiento anfótero
como ácido
como base
Teoría de Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Químico Estadounidense
Teoría de Lewis
Ácido: es una sustancia que puede
ser aceptor de pares de electrones.
Base: es una sustancia que puede
donar un par de electrones.
Amplia el concepto ácido -base a las
reacciones que no implican transferencia de
protones.
Teoría de Lewis

F B F
+ H N H
F
H
Ácido
Base
F
F B
F
H
N H
H
Autoionización del agua
El agua como electrolito débil
2 H2 O
H3O+ + OH[H+ [OH-
K=
[H2O
Kw = K [H2O]
Kw = [H+] [OH-]
Kw = 1 x 10-14
[H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M
Escala de pH
soluciones de uso
cotidiano y fluidos
biológicos.
Medición aproximada del pH
Medida de pH
Ácidos fuertes
Ácidos fuertes
• HCl
• HNO3
• H2SO4
• HBr
• HI
• HClO4
• HClO3
perdida del primer protón
pH = -log [H+]
Bases fuertes
• NaOH
• KOH
• LiOH
• Ba(OH)2 • Ca(OH)2
• Sr(OH)2
pOH = -log [OH-]
Bases débiles
Bases débiles
BH+ + OH-
B + H2O
x
Ci-x
[BH+ [OH-
Kb =
[B
x.x
Kb =
Ci - x
x
Ácidos débiles
Ácidos débiles
H3O+ + A-
AH + H2O
x
Ci-x
[H3O+ [A-
Ka =
[AH
x.x
Ka =
Ci - x
x
Ácidos débiles
Ácido
Ka
HCN
4,9 10-10
HNO2
4,3 10-4
HF
3,5 10-4
H2SO3
1,5 10-2
Constantes de ácidos y bases débiles
Acidos polipróticos
Acido fosfórico:
H3PO4 + H2O
H2PO4- + H2O
HPO42- + H2O
H3O+ + H2PO4-
Ka = 7.110-3
H3O+ + HPO42- Ka = 6.310-8
H3O+ + PO43-
Ka = 4.210-13
Acidos polipróticos
Acido carbonico:
H2CO3 + H2O
H3O+ + HCO3-
Ka = 4,310-7
HCO3- + H2O
H3O+ + CO32-
Ka = 5,610-11
Caso particular del ácido sulfúrico
Es un es un acido fuerte cuando pierde su primer protón
H2SO4 + H2O
H3O+ + HSO4-
Es un es un acido debil cuando pierde su segundo protón
HSO4- + H2O
H3O+ + SO42-
Ka = 1,210-2
Relación fuerza ácida y estructura
Hidrácidos
Son ácidos que contienen hidrogeno y un elemento
H2S, HF, HCl, HI, HBr
Oxácidos
Son ácidos que contienen hidrogeno, oxigeno y un
elemento
HClO, HClO2 HNO3, HNO2,
Reglas de Pauling para oxoácidos
-A mayor número de oxígenos unidos al átomo
central, mayor fuerza ácida.
-A mayor número de oxidación, mayor acidez.
-A mayor electronegatividad, mayor acidez.
Cuanto más polar es el enlace, el H unido al O
puede cederse al H2O.
Fuerte
Fuerte
a) Grupos aceptores de electrones unidos a un átomo
unido a un protón ácido, mejora la acidez del protón
permitiendo que tenga una carga positiva parcial mayor
(b) grupos aceptores de electrones también estabilizan
la base conjugada por deslocalizar la carga negativa
sobre una parte más grande del ion.
Ácido
hipocloroso,
Ácido
hipobromoso,
Ácido
hipoiodoso,
Factores que determinan la fuerza de un hidrácido
1. La electronegatividad del elemento unido al
protón.
2. La fuerza de enlace
Factores que determinan la fuerza de un hidrácido
1. La electronegatividad del elemento unido al
protón. (Prevalece si se analiza el mismo período)
2. La fuerza de enlace (Prevalece si se analiza el
mismo grupo)
Hidrácidos del mismo período
A mayor electronegatividad, mayor polaridad del enlace,
mayor fuerza ácida del hidrácido del mismo periodo.
Ejemplo: periodo 3 H2S < HCl
Hidrácidos del mismo grupo
Ácido
Ka
E disoc.
(kJ/mol)
HF
7.2x10-4
562
HCl
1.0x10 6
431
HBr
1.0x109
366
HI
3.0x109
293
_________________________________
En un grupo el ácido será más fuerte, cuanto más débil sea el enlace.
Ejemplo grupo 17 la fuerza del ácido es: HI > HBr > HCl > HF
Ejemplo grupo 16 la fuerza del ácido es: H2Te > H2Se > H2S > H2O
Características de algunos iones
metálicos
Los cationes metálicos pequeños y de carga elevada pueden actuar
como ácidos de Lewis en agua.
Ejemplos
Al3+, Fe 3+, Fe 2+ , Bi 3+ , Sn 2+ ,Cu 2+ , Ni 2+ , Sn2+ , Pb2+ , Cr3+
Los iones metálicos al disolverse en agua dan acuocomplejos,
los protones provienen de las moléculas de agua del complejo.
Carácter ácido del catión Al3+
Al(H2O)63+ + H2O
Al(H2O)5(OH)2+ + H3O+
Ka = 1 x 10-5
[Al(H20)6]3+(ac) como un ácido
La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente
(agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución.
[Fe(H20)6]3+(aq) como ácido Ka= 3,5 x 10-3
La transferencia de protones del ligando agua hacia las moléculas del solvente
(agua) produce una aumento en la concentración de protones en la solución.
BIBLIOGRAFÍA
• Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. Graw Hill.
1999.
• Umland J.B.; Bellama J.M. Química General 3ra
edición. Ed. International Thomson. 2000.
• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed
Omega. 1999.
• Maham B,; Myers R. Química Universitaria. 4ta
edición. Ed Addison Wesley. 1990.
• Whitten K.W.; Davis R.E.; Peck M.L. Química
General . 5ta edición. Ed. Mc. Graw Hill. 1998.
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