Subido por Ayda Mendoza

U2 Ácidos - Bases y equilibrio ácido-base (1)

Anuncio
Química inorgánica
Unidad: Ácidos y Bases
Docente: Julia Angeles Otárola
Unidad
Importancia
Ácidos y bases
Logro
Al finalizar la unidad, el estudiante
comprende la importancia de la
acidez, basicidad y su efecto en los
procesos químicos y en la vida
cotidiana, además de conocer cómo
realizar cálculos para determinar el pH
de las soluciones.
Los ácidos y las bases son reactivos químicos muy comunes.
Gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso.
En las reacciones ácido-base, el disolvente juega un papel
muy importante, ya que ácidos y bases intercambian protones
con él. Un ejemplo práctico es cuando lavamos nuestro
cabello.
Recordemos que mediante una serie de procesos industriales,
se obtienen bases y ácidos que suelen ser usados como
materias de otras sustancias muy importantes para el hombre.
Unidad
Importancia
Ácidos y bases
Logro
Al finalizar la unidad, el estudiante
comprende la importancia de la
acidez, basicidad y su efecto en los
procesos químicos y en la vida
cotidiana, además de conocer cómo
realizar cálculos para determinar el pH
de las soluciones.

Características generales de ácidos y bases, concepto
de Arrhenius y Bronsted– Lowry.

Autoionización del agua y escala de pH.

Ácido-Base, constante de Ionización: Ka, Kb; pH de las
soluciones.
Tema: Características generales y concepto de
Arrhenius y Bronsted– Lowry.
-
¿A qué denominamos Ácidos y bases?
Características más relevantes de los ácidos y bases
Concepto de Arrhenius
Concepto de Bronsted-Lowry
Ácidos y bases conjugados
Cuadro comparativo de las teorías
Ejercicios
¿A qué denominamos Ácidos- Bases?
El ácido clorhídrico (HCl) se encuentra presente en el cuerpo
humano (en el estómago). De todas maneras, su exceso genera
acidez estomacal.
Por diversos factores como: tensión nerviosa, digestión lenta y la
cantidad de alimentos que ingerimos, se produce la acidez
estomacal.
Para contrarrestar la acidez, debemos consumir un antiácido. Los
antiácidos son bases débiles, por lo que ayudan a la neutralización
de la acción del ácido. Ejm: Leche de Magnesia.
Características más relevantes de los Ácido-Base
Ácidos
Bases
Tienen sabor agrio
Tienen sabor amargo
Son corrosivos para la piel
Son suaves al tacto y corrosivas
para la piel
Sus disolución enrojece a
colorantes vegetales.
Sus disoluciones ponen de color
azul a algunos colorantes
vegetales
Disuelven muchas grasas
Atacan a los metales,
desprendiendo hidrógeno.
Pierde sus propiedades al
reaccionar con las bases
Pierden sus propiedades al
reaccionar con los ácidos
Características más relevantes de los Ácido-Base
Los ácidos
Son aquellos ácidos que en solución aportan un ión
molécula disociada.
Ácidos fuertes: HCl , HNO3, H2SO4 y H3PO3
Ácidos débiles: HF, HClO, CH3COOH, HCOOH, H2S
H+
por
Características más relevantes de los Ácido-Base
Las bases
Bases Fuertes: Se disocia completamente. Da todos sus iones, OH¯.
Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos.
Ejemplo: NaOH, KOH, LiOH y Ca(OH)2
Bases Débiles: no se disocian completamente con el agua.
Ejemplo: NH4OH, NH3
Ácidos y bases: Concepto de Arrhenius
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl
H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OHNaOH
Svante August
Arrhenius
(1859-1927)
Na+ (aq) + OH- (aq)
Limitaciones
•
Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones
hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido).
•
Se limita a disoluciones acuosas; quiere decir que los ácidos ó el
bases deben de estar en medio acuoso.
Ácidos y bases: Concepto de Bronsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a dar un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido
base
Ácido
conjugado
Base
conjugado
Las ventajas en
general para
ácidos y bases
Ya no se limita a disoluciones acuosas
Explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
Ácidos y Bases Conjugados
¿Qué es un ácido conjugado?
¿Qué es una base conjugada?
Cuando una base otorga H+ se
convierte en su “ácido conjugado”.
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en
su “base conjugada”.
Cuadro comparativo de las teorías
Teoría de Arrhenius
(teoría iones en agua)
Teoría de Bronsted-Lowry
(Teoría protónica)
Definición de
ácido
Da iones H+ en agua
Dador de protones
Definición de base
Da iones OH+ en agua
Aceptor de protones
Reacciones ácidobase
Formación de agua
Transferencia protónica
H+ + OH-
HA + B
Ecuación
Limitaciones
H20
Aplicable únicamente a
disoluciones acuosas
A- + BH+
Aplicable únicamente a
reacciones de transferencia
prótonica
Ejercicios
Recuerda:
-
-
Cuando un ácido pierde
H+ se convierte en su
“base conjugada”.
Identificar los ácidos conjugados y las bases conjugadas.
HCl(ac) + H2O(l)
H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Cuando una base otorga
H+ se convierte en su
“ácido conjugado”.
NH3 (ac) + H2O(l)
NH4+ (ac) + OH- (ac)
13
Tema: Auto-ionización del agua y escala de pH
-
Sustancias anfóteras
El producto iónico del agua
La auto-ionización del agua
El Ph, una medida de la acidez
Ejercicios
Sustancias anfóteras (anfolitos)
Se denominan anfóteros o anfolitos a aquellas sustancias que a veces actúan
como ácidos y otras, como bases. La más conocida e importante es el agua.
El producto iónico del agua
H2O (l)
Kw = [H+][OH-]
H+ (ac) + OH- (ac)
Donde:
La constante del producto iónico (Kw)
Kw : Es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular.
La disolución es:
At 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
neutra
[H+] < [OH-]
básica
ácida
La autoionización del agua
H2O + H2O
ácido
base
Donde:
H2O(l)
[H+] = 1.3 M
H3O+
ácido
conjugado
+
OHbase
conjugada
H 3O + = H +
H+(ac) + OH-(ac)
La autoionización del agua
Ejercicio
¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una disolución HCl, cuya concentración
de ion hidrógeno es 1.3 M?
Despejando [OH-], se tiene:
Datos:
[H+] = 1.3 M
Incógnita:
Kw =
[H+][OH-]
= 1.0 x
10-14
[OH-] = 1.0 x 10-14
[H+]
[OH-] = ¿X?
1 x 10-14
1 x 10-14
=
[OH-] =
[H+]
1.3
[H+] = 1.3 M
= 7.7 x 10-15 M
[OH-] = 7.7 x 10-15 M
El pH (una medida de la acidez)
•
Al disolver un ácido en agua, éste se disociará totalmente (ácido fuerte) ó
parcialmente (ácido débil), produciendo determinada [H+] en la solución.
•
Mientras más fuerte sea el ácido (mayor Ka), mayor será la [H+]
Se define el pH de una solución como:
pH = - log [H+] = log 1/[H+]
El pH (una medida de la acidez)
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
ÁCIDO
BASICO
1
7
14
El pH (una medida de la acidez)
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
Aquí se muestran algunas
fórmula que hay que
tomar en cuenta:
pOH = -log [OH-]
pH = -log [H+]
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
De las definiciones de pH y pOH se puede
concluir que:
[H+] = 10 –Ph
[OH-] = 10-pOH
El pH (una medida de la acidez)
En la tabla se
observan
las
distintas formas
en las que se
encuentra
ubicada la escala
de pH
Ejercicio 01
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
[H+] = 1.5 x 10-5 M
Ejercicio: 02
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
Tema: Ácido-Base, constante de Ionización: Ka, Kb
-
Constante de equilibrio
Electrolitos fuertes y débiles
Constante de ionización Ka
Constante de ionización Kb
Ejercicios
Constante de Equilibrio
A + B C +D
Un valor muy grande de K indica que la reacción se
completa o es total hacia la derecha.
Un valor muy pequeño es indicativo de la tendencia del
equilibrio hacia la izquierda, es decir, existen más reactivos
que productos.
Si se trata de un ácido se expresa como = Ka
Si se trata de una base = Kb
Electrolitos fuertes y débiles
Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de
iones. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes.
Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente
Ejemplos: CH3–COOH (ac)
CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O
NH4+
+
OH–
Electrolitos fuertes:
Están totalmente disociados
Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+
NaOH (ac)  Na+ + OH–
Constante de ionización, Ka
Sea HA un ácido débil, entonces:
H A ( ac )

H + ( ac ) + A – ( ac )
Su constante de disociación o acidez, Ka , se define de la siguiente manera:
Donde:
[H+] , [A] y [HA] son las concentra
ciones en el punto de equilibrio,
medidas en [mol/L] .
Constante de ionización, Ka
En disoluciones acuosas diluidas (H2Oconstante), la fuerza de un ácido HA
depende de la constante de equilibrio:
HA + H2O
A– + H3O+
-
K C  [H 2O ] 

[ A ]  [H 3O ]
[H A ]
 Ka
 constante de
disociación (K acidez)
28
Constante de ionización, Ka
Según el valor de Ka, se hablará de ácidos fuertes o débiles:
 Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
 Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
Por ejemplo: El ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil, ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
29
Constante de ionización, Ka
Constantes de
algunos ácidos
Constante de ionización, Kb
NH3 + H2O

N H 4 + + OH –
Su constante de disociación o de basicidad, K b es:
Donde:
[NH4+],
[OH–]
y
[NH3] son las concentraciones
en el punto de equilibrio,
medidas en [mol/L]
Constante de ionización, Kb
En disoluciones acuosas diluidas (H2Oconstante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio:
B + H2O
BH+ + OH–
B
K C  [H 2O ] 
[B H

]  [O H
[B ]
-
]
 Kb
BH+ x OH–
 (K basicidad)
32
Constante de ionización, Kb
Constantes de
algunas bases
Ejercicio: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3,
sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio:
conc. in.(mol/l):
conc. eq.(mol/l):
NH3 + H2O
NH4+ + OH–
0,2
----- 0
0
0,2–x
x
x
NH4+ x OH–
Kb = ——————— =
NH3
De donde se deduce que:
x2
——— = 1,8 x 10–5 M
0,2 – x
x = OH– = 1,9 x 10–3 M
pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
pOH = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 =
pH = 11,28
11,28
Ejercicio: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil. Por tanto, su base conjugada, el CN–, será
una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN– + H2O
HCN + OH–
KW
10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka
4,9 x 10–10 M
Kb = 2,0 x 10–5 M
Unidad
Conclusiones
Ácidos y bases
Temas
•
•
•
Características generales de ácidos y
bases, concepto de Arrhenius,
Bronsted– Lowry y Lewis.
Autoionización del agua y escala de
pH.
Ácido-Base, constante de Ionización:
Ka, Kb; pH de las soluciones.
1.
Siempre que una sustancia se comporta como ácido
(cede H+), hay otra que se comporta como base (captura
dichos H+).
2.
La autoionización del agua, es la reacción química en la
que dos moléculas de agua reaccionan para producir
un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−).
3.
El Potencial Hidrógeno (pH) mide el grado de acidez o
alcalinidad de las sustancias. Es un factor clave para que
muchas
reacciones
se
lleven
a
cabo.
Gracias
Descargar