Ácidos y bases

Capítulo 15: Ácidos y bases
Dr. Alberto Santana
Universidad de Puerto Rico
Recinto Universitario de Mayagüez
Departamento de Quı́mica
QUIM-3002
Quimica general II, Ácidos y bases – p.1
Ácidos y bases de Brønsted
Un ácido de Brønsted es una sustancia que es capaz de donar un
protón (H+ ) y una base de Brønsted es la sustancia capaz de aceptar
un protón.
HF(g) + H2 O() H3 O+ (ac) + F− (ac)
ácido1
base2
ácido2
base1
Note que ácido1 y base1 forman, al igual que ácido2 y base2 , un par
ácido-base conjugado. Estas son especies que difieren por un protón
(H+ ). En otras palabras, F− es la base conjugada del ácido HF.
Identifique las pares conjugados en:
CN− + H2 O HCN + OH−
Quimica general II, Ácidos y bases – p.2
Propiedades ácido-base de agua
El agua se autoioniza, H2 O() + H2 O() H3 O+ (ac) + OH− (ac).
La constante de equilibrio se expresa como:
Kc = [H3 O+ ][OH− ] = Kw .
Para agua pura a 25◦ C, la [H+ ] = [OH− ] = 1.0 × 10−7 M, por lo
tanto el valor de Kw = (1.0 × 10−7 )(1.0 × 10−7 ) = 1.0 × 10−14
Ejercicio: Calcule la [OH− ] en una solución de HCl 1.3M.
−14
K
1.0
×
10
w
[OH− ] = + =
= 7.7 × 10−15 M
[H ]
1.3
Quimica general II, Ácidos y bases – p.3
pH
El valor de pH de una solución se define como pH = − log[H+ ].
Tipo de sol’n
[H+ ]
pH
ácidas
> 1.0 × 10−7 M
< 7.0
neutrales
= 1.0 × 10−7 M
7.0
básicas
< 1.0 × 10−7 M
> 7.0
de igual manera, pOH = − log[OH− ]. Recuerde que pH + pOH =
14.00.
Ej. La concentración de OH− en la sangre es de 2.5 × 10−7 M,
calcule el pH de la sangre.
pOH = − log(2.5 × 10−7 ) = 6.60,
pH = 14.00 − 6.60 = 7.40
Quimica general II, Ácidos y bases – p.4
Fortaleza de ácidos y bases
Ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan
completamente en agua.
Ácidos y bases débiles son electrolitos débiles que solo se ionizan
parcialmente en agua.
Datos importantes (de la Tabla 15.2):
Si un ácido es fuerte, su base conjugada será débil.
Si una base es fuerte, su ácido conjugado será débil.
H3 O+ es el ácido más fuerte que puede existir en agua.
OH− es la base mas fuerte que puede existir en agua.
Calcule el pH de una solución 1.7 × 10−2 M Ba(OH)2 .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.5
Solución al problema anterior
pH = 14.00 − pOH, pOH = − log(1.7 × 10−2 ) = 1.77, por lo
tanto pH = 14.00 − 1.77 = 12.23 .
Para el equilibrio
CH3 COOH(ac) + HCOO− (ac) CH3 COO− (ac) + HCOOH(ac),
predecir si el valor de K será menor o mayor 1. Recuerde que el
equilibrio favorecerá el ácido más débil.
Quimica general II, Ácidos y bases – p.6
Ácidos débiles y la constante de ionización
Un ácido débil (HA) se ioniza parcialmente en agua
HA(ac) H+ (ac) + A− (ac)
[H+ ][A− ]
Para esta rxn. la constante de equilibrio es Ka =
. Ésta
[HA]
mide la fortaleza del ácido.
Ej. Calcule el pH de una solución 0.122M de un ácido monoprótico
con Ka = 5.7 × 10−4 .
HA
H+
+
A−
Inicial (M)
0.122
0
0
cambio (M)
−x
+x
+x
0.122 − x
x
x
Eq. (M)
Quimica general II, Ácidos y bases – p.7
[H+ ][A− ]
Ka =
,
[HA]
−4
5.7 × 10
x2
=
0.122 − x
6.954 × 10−5 − 5.7 × 10−4 x − x2 = 0
Esto es una ecuación cuadrática (ax2 + bx + c = 0) con solución
√
−b ± b2 − 4ac
x =
. Usando a = −1, b = −5.7 × 10−4 y c =
2a
6.954 × 10−5 obtengo que x = 8.05 × 10−3 = [H+ ]. Ahora puedo
calcular el pH, pH = − log[H+ ] = − log(8.05 × 10−3 ) = 2.09 .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.8
Calcular Ka de un ácido débil
El pH de una sol’n. 0.060M de un ácido monoprótico débil es 3.44.
Calcule el valor de Ka .
Primero necesita calcular la [H+ ],
[H+ ] = 10−pH = 10−3.44 = 3.63 × 10−4 .
HA
H+
+
A−
Inicial (M)
0.060
0
0
cambio (M)
−3.63 × 10−4
3.63 × 10−4
3.63 × 10−4
0.05964
3.63 × 10−4
3.63 × 10−4
Eq. (M)
[H+ ][A− ]
(3.63 × 10−4 )(3.63 × 10−4 )
Ka =
=
= 2.2 × 10−6
[HA]
0.5964
Quimica general II, Ácidos y bases – p.9
Porciento de ionización
Para el caso anterior podemos definir el porciento de ionización
como:
[H+ ]eq
× 100%
% de ionización = +
[H ]inicial
3.63 × 10−4 M
=
× 100% = 0.61%
0.0600M
Quimica general II, Ácidos y bases – p.10
Bases débiles y el Kb
Al igual que para los ácidos débiles, para las bases débiles se define
un K, Kb . El Kb indica la fortaleza de la sustancia como base.
Ej. Calcule el pH de una sol’n. 0.26M de metilamina
(Kb = 4.4 × 10−4 ).
CH3 NH2
+
H2 O CH3 NH+
3
+ OH−
Inicial(M )
0.26
0
0
Cambio(M)
−x
+x
+x
0.26 − x
x
x
Eq. (M)
Kb =
−
[CH3 NH+
3 ][OH ]
,
[CH3 NH2 ]
4.4 × 10−4 =
0.26, entonces x2 = 1.144 × 10−4 ,
x2
.
0.26−x
Si digo que 0.26 − x ≈
x = 0.0107M. Ahora sé que
[OH− ] = 0.0107M y pOH = − log(0.0107) = 1.97. pH = 12.03 .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.11
Pares ácido-base conjugados, relación entre
Ka y K b
El Ka y Kb de un par ácido-base conjugado estan relacionados entre
si.
H+
+
A−
Ka
H2 O HA
+
OH−
Kb
H2 O +
OH−
Kw
HA
A−
+
H+
Note que para un par ácido-base conjugado Ka Kb = Kw .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.12
Ácidos polipróticos
Un ácido poliprótico es aquel que produce más de un ión de
hidrógeno, H+ (Ver Tabla 15. 5).
2−
+
,
C
O
y
H
en
Ej. Calcule la concentración de C2 H2 O4 , C2 HO−
2
4
4
una sol’n. 0.20M de ácido oxálico (C2 H2 O4 ).
C2 H2 O4
+
H+
Inicial (M)
0.20
0
0
Cambio (M)
−x
+x
+x
0.20 − x
x
x
Eq. (M)
Ka 1 =
C2 HO−
4
+
[C2 HO−
4 ][H ]
,
[C2 H2 O4 ]
6.5 × 10−2 =
x2
,
0.20−x
x = 0.086. [C2 H2 O4 ] =
+
]
=
0.086M
y
[H
] = 0.086M.
0.20 − 0.086 = 0.11M, [C2 HO−
4
Quimica general II, Ácidos y bases – p.13
Ácidos polipróticos, cont.
Para la segunda parte del problema uso la información que obtuve de
la primera parte.
C2 HO−
4
Inicial (M)
Cambio (M)
Eq. (M)
Ka 2 =
+
[C2 O2−
4 ][H ]
,
[C2 HO−
]
4
C2 O2−
4
+
H+
0.086
0
0.086
−y
+y
+y
0.086 − y
y
0.086 + y
6.1 × 10−5 =
y(0.086+y)
,
0.086−y
y = 6.1 × 10−5 M,
−5
]
=
6.1
×
10
M.
[C2 O2−
4
Quimica general II, Ácidos y bases – p.14
Estructura molecular y fortaleza de ácidos
La fortaleza de los ácidos depende de varios factores: la naturaleza
del solvente, la temperatura, la estructura molecular del ácido, fotaleza de los enlaces X − H, etc. Para una especie HX, la fortaleza
como ácido depende de la capacidad para ionizarse. Esto se afecta por
δ+
δ−
la fortaleza del enlace H − X y por la polaridad del enlace H − X .
Mientras más polarizado el enlace, más fuerte es la especie como
ácido. HI > HBr > HCl HF, esta tendencia se puede explicar en
términos de la diferencia en tamaño.
Quimica general II, Ácidos y bases – p.15
Oxiácidos...
|
δ−
δ+
En el caso de estos ácidos, − Z − O − H , la fortaleza ácida aumenta
|
con la electronegatividad o con el estado de oxidación del átomo Z.
Ésto hace que el enlace O − H sea más polar. En el caso de oxiácidos
con diferentes átomos centrales, la fortaleza ácida aumenta con la
electronegatividad del átomo central (HClO3 > HBrO3 ). Cuando lo
que cambia es el número de sustituyentes, la fortaleza aumenta con
el estado de oxidación del átomo central (Ver figura 15. 6).
Ej. ¿Cuál ácido es más débil, H3 PO3 o H3 PO4 ?
Quimica general II, Ácidos y bases – p.16
Propiedades ácido-base de las sales
En términos generales, las sales de metales alcalinos y bases
conjugadas de un ácido fuerte no reaccionan con agua. Ejs. NaCl,
NaNO3 , KCl, etc. Soluciones de estas sales tienen un pH de aprox.
7. Sin embargo la sal derivada de una base fuerte y un ácido débil
forma soluciones básicas. Ejs. son el ión acetato (CH3 COO− ),
formato (HCOO− ), etc. El porciento de hidrólisis es:
[base]hidrolizada
× 100%
% hidrólisis =
[base]inicial
Quimica general II, Ácidos y bases – p.17
Ejercicio: cálculo de pH y % de ionización
Sol’n. 0.24M de formato de sodio (NaHCOO).
H2 O
NaHCOO(s) −→ HCOO− (ac) + Na+ (ac)
HCOO− (ac)
HCOOH(ac)
+
OH− (ac)
Inicial (M)
0.24
0
0
Cambio (M)
−x
+x
+x
0.24 − x
x
x
Eq. (M)
Kb =
[HCOOH][OH− ]
,
[HCOO− ]
5.9 × 10−11 =
x2
,
0.24−x
x = 3.76 × 10−6 M,
[OH− ] = 3.76 × 10−6 M, pOH = 5.42, pH = 14.00 − 5.42 = 8.58 .
% hidrólisis =
3.76×10−6
0.24
× 100% = 0.0016% .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.18
Sales que producen soluciones ácidas
Los cationes usualmente envueltos son Al3+ , Cr3+ , Fe3+ , Bi3+ y
Be2+ . Los problemas con este tipo de sales se trabajan similar al
de las sales básicas, pero ahora se usa el Ka y no el Kb .
Quimica general II, Ácidos y bases – p.19
Cuando el catión y el anión hidrolizan.
Estas sales se derivan de una base débil y un ácido débil. En este
caso, “el futuro” de la sol’n. lo define el valor de K.
Ka > Kb :
solución ácida
Ka < Kb :
solución básica
Ka ≈ K b :
solución “neutral”
Quimica general II, Ácidos y bases – p.20
Propiedades ácido base de óxidos e hidróxidos
Óxidos metálicos como NaO(s) y BaO(s) reaccionan con agua para
formar hidróxidos metálicos. Recuerde que el ión O2− es una base
más fuerte que el OH− . Los óxidos ácidos reaccionan con agua:
CO2 (g) + H2 O() H2 CO3 (ac)
SO3 (g) + H2 O() H2 SO4 (ac)
P4 O10 (s) + H2 O() 4H3 PO4 (ac)
Existen sustancias como el óxido de aluminio (Al2 O3 ) que se
comportan tanto como ácido o base. A estas sustancias se les llama
anfotéricas.
Al2 O3 (s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3 (ac) + 3H2 O()
Al2 O3 (s) + 2NaOH(ac) + 3H2 O() → 2NaAl(OH)4 (ac)
Quimica general II, Ácidos y bases – p.21
Ácidos y bases de Lewis
Base de Lewis: sustancia que puede donar un par de electrones.
Ácido de Lewis: sustancia que puede aceptar un par de electrones.
El caso de NH3 y H+ :
H3 N : +H+ NH+
4
Las reacciones ácido-base de Lewis envuelven la donación de
un par de electrones, y NO forman sal ni agua.
Incluye reacciones que no envuelven ácidos ni bases de
Brønsted.
La hidratación de iones metálicos ocurre mediante una reacción
ácido-base de Lewis.
Quimica general II, Ácidos y bases – p.22
Ejemplo
Para la reacción Co3+ (ac) + 6NH3 (ac) Co (NH3 )3+
6 , identifique
el ácido y la base de Lewis.
Quimica general II, Ácidos y bases – p.23
Ejercicios
15.5 Identifique los pares ácido-base conjugados:
(a) CH3 COO− + HCN CH3 COOH + CN−
HCN, CN− y CH3 COOH, CH3 COO−
−
2−
(b) HCO−
+
HCO
H
CO
+
CO
2
3
3
3
3
2−
−
HCO−
,
CO
y
H
CO
,
HCO
2
3
3
3
3
2−
+
(c) H2 PO−
+
NH
HPO
+
NH
3
4
4
4
2−
+
H2 PO−
4 , HPO4 y NH4 , NH3
−
(d) HClO + CH3 NH2 CH3 NH+
+
ClO
3
HClO, ClO− y CH3 NH+
3 , CH3 NH2
Quimica general II, Ácidos y bases – p.24