Il i í eana N eves Mart nez - uprh.eduinieves/General/My Web_General/15_acido_base_P_S… · Carbonatos (marmol, bicarbonato de soda, ... Ácidos Comunes Nombre Fórmula Usos Fortaleza

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Ácidos y Bases

Adaptado por

Il iIl i íí

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.

Ileana Nieves Ileana Nieves MartínezMartínez

Propiedades de los Ácidosácidos Bases (álcalis)

Agrios Amargas (alcaloides = productos de plantas, aveces venenosas)

corrosivos resbalosas

color de tintes vegetales:Azul → rojo

color de tintes vegetales:Rojo → azul

Reaccionan con: Reaccionan con:

Bases → sales iónicas(neutralización) Ácidos → sales iónicas(neutralización)

Metales (Al Zn Fe)

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.2Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

Metales (Al, Zn, Fe)

2 Al + 6 HCl AlCl3 + 3 H2(g)(g)

Carbonatos (marmol, bicarbonato de soda, tiza, tierra caliza

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2(g)(g) + H2O

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Propiedades de los Ácidosácidos Bases (álcalis)

Agrios Amargas (alcaloides = productos de plantas, aveces venenosas)

corrosivos resbalosas

color de tintes vegetales:Azul → rojo

color de tintes vegetales:Rojo → azul

Reaccionan con: Reaccionan con:

Bases → sales iónicas (neutralización) Ácidos → sales iónicas (neutralización)

Metales (Al, Zn, Fe)

2 Al + 6 HCl AlCl + 3 H (g)(g)


2 Al + 6 HCl AlCl3 + 3 H2(g)(g)

Carbonatos (marmol, bicarbonato de soda, tiza, tierra caliza

CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2(g)(g) + H2O

Ácidos ComunesNombre Fórmula Usos Fortaleza

Ácido nítrico

Ácido sulfúrico

Fuerte

Fuerte

Explosivos, fetilizantes, tintespega

Explosivos, fetilizantes, tintes

Ácido fosfórico

Ácido acético

Ácido hidroclórico

Ácido sulfúrico

Débil

Fuerte

Fuerte

Moderado

Explosivos, fetilizantes, tintesPega, baterías

Limpiador de metales, Preparación de comida, refinación,

ácido estomacal

fetilizantes, plástico y gomaPreservativos de comida

fetilizantes, plástico y goma


Ácido acético

Ácido hidrofluórico

Ácido carbónico

Ácido bórico

Débil

Débil

Débil

Débil

Preservativos de comida, vinagre

Limpiador de metales, Y de cristales

Agua de soda

Limpieza de ojos

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Estructuras de los ácidos

• Los ácidosácidos binariosbinarios tienehidrógenos ácidos pegados a un no metalno-metalHCl, HF

Ácido clorídrico

•• OxiOxi--ácidosácidos tienen hidrógenosácidos pegados a oxígenoH2SO4, HNO3


ácido nítricoácido sulfúrico

2 4 3

Estructura de los ácidos: continuacióncontinuación

• Ácidos Carboxílicos(moleculares) tienen( )grupos ──COOHCOOHHCHC22HH33OO22, H, H33CC66HH55OO77

Solo el primer H en la fórmula es ácido

El H está en el ──COOHCOOH

Grupo de ácido carboxílico


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Bases ComunesNombre Fórmula Nombre Usos Fortaleza

común

Lejía, soda caústica

Fuerte Hidróxido de sodio

Jabón, plástico, refinacón de petróleo

Bicarbonato de sodio Débil

Fuerte

Fuerte

DébilHidróxido de

Hidróxido de calcio

Hidróxido de potasio

potasacaústica

cal apagada

Bicarbonato de soda

Leche de

Jabón, algodón, electrodeposición

Cemento

Cocinar, antiácido

antiácido


Hidróxido de amonio

Débil

Débil magnesioLeche de magnesia

Agua de amonia

antiácido

Detergente,Fertilizante,Explosivo,

fibras

Estructura de las Bases

• La mayoría de las bases bases iónicasiónicas contieneniones OHOH−−

NaOH, Ca(OH)2

• Algunas contienen iones de COCO3322−−

CaCO3, NaHCO3

• Las bases bases molecularesmoleculares contienen estructurasque reaccionan con H+


que reaccionan con HLa mayoría son gruposgrupos amino(amino(−NH−NH22)

8Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

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Indicadores• Compuestos químicosSolución cambia de color por:basicidad

acidezacidez

• Muchos tintes vegetales son indicadores cianinas

• Litmus Del musgo español

RojoRojo en medio ácidoácido y azulazul en medio básicobásico


RojoRojo en medio ácidoácido y azulazul en medio básicobásico

• FenoftaleínaSe encuentra en laxantes

RojoRojo en medio básicobásico e incoloroincoloro en ácidoácido


Teorías ácido - base•• ArrheniusArrheniusEn agua (sustancias iónicas se ionizan)Ácido produce H+ y aniones: HClHCl((acac) ) →→ HH++((acac) + ) + ClCl−−((acac))

B d OH ti N OHN OH(( )) NN (( )) OHOH (( ))Base produce OH- y cationes: NaOHNaOH((acac) ) →→ NaNa++((acac) + ) + OHOH−−((acac))ácácidoido + ba+ basese →→ salsal + + aguaagua : : HHClCl((acac)) + + NaNaOHOH((acac))→→ NaClNaCl((acac) + ) + HH--OO--HH((ll))

•• BrønstedBrønsted--LowryLowryEn agua:Ácido dona protón (tiene que tener un protónprotón)

B t tó (ti t lit ilit i )

H–A + :B :A– + H–B+


Base acepta protón (tiene que tener un par par solitariosolitario)

•• LewisLewis (no necesita agua)Ácido acepta electrones

Base dona electrones

Tro: Chemistry: A Molecular Approach 10

H3N: + BF3 H3N─BF3

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Ácidos

• Los iones de H+ en agua forman hidroniohidronio, H, H33OO++

HH++ + H+ H22O O HH33OO++

• Los ácidosácidos molecularesmoleculares no se disocian pero en agua se ionizan

iónión hidroniohidronio, H, H33OO++


agua se ionizanEn la fórmula, el HH ionizable se escribe al frenteHCHC22HH33OO22((acac) ) →→ HH++((acac) + C) + C22HH33OO22

−−((acac))


Sustancias Amfotéricas• Pueden actuar como ácido y baseContienen HH transferible y par solitario.

• Ejemplo: agua• Ejemplo: aguaBase que acepta H+ de HCl

HCl(ac) + H2O(l) → Cl–(ac) + H3O+(ac)Ácido que dona H+ a NH3

NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH–(ac)


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Problemas con la Teoría de Arrhenius• No explica por qué: se forman solucionessoluciones básicasbásicas en H2O de compuestos sin

OHOH––

MolecularesMoleculares: NH3

IónicosIónicos:: Na2CO3 o Na2O

se forman solucionessoluciones ácidasácidas en H2O de compuestos sin HH++

MolecularesMoleculares:: CO2


Ocurren rx’s ácido-base en solucionessoluciones nono--acuosasacuosas


•• ReversiblesReversiblesHH––AA + + :B:B :A:A–– + + HH––BB++

Ventaja de Brønsted-Lowry – permite reaccionesreversibles con pares conjugados

ÁcidoÁcidoj dj d

BaseBaseconjugadaconjugada

:A:A–– + + HH––BB++ HH––AA + + :B:B

• Cada reactivo y producto se convierte en un par par

conjugadoconjugadoconjugadaconjugada

ÁcidoÁcidoconjugadoconjugado

BaseBaseconjugadaconjugada


conjugadoconjugadoLa basebase original se convierte en su ácidoácido conjugadoconjugado..

El ácidoácido original se convierte en su base base conjugadaconjugada..

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Ejemplos de Ácido-base Brønsted-Lowry y pares conjugados

H–A + :B :A– + H–B+

ácido base base ácidoconjugada conjugadoconjugada conjugado

HCHO2 + H2O CHO2– + H3O+

ácido base base ácidoconjugada conjugado


Práctica – Escriba la fórmula para el ácidoácido cojugado de los siguientes:

H O H O+H2O

NH3

CO32−

H3O

NH4+

HCO3−


3

H2PO41−

3

H3PO4


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Práctica – Escriba la fórmula de la basebase conjugada de las siguientes

H OH O HO−H2O

NH3

CO32−

H2O HO

NH3 NH2−

CO32− debido a que CO3

2− no contiene H, NONO


3

H2PO41−

3 q 3

puede ser un ácido

H2PO41− HPO4

2−


EjemploEjemplo 15.1a15.1a: Identifique los ácidos y base Brønsted-Lowry, y sus pares conjugados, en la reacción

H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+

ácido base base ácidoconjugada conjugado

H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+

H2SO4 HSO4 pierdepierde H+ H2SO4 es el ácidoH2SO4 HSO4 , pierdepierde H H2SO4 es el ácido

HSO4 su base conjugada

H2O H3O+, aceptaacepta un H+ H2O es la base H3O+ su ácido conjugado

Ejemplo 15.1b: Identifique los ácidos y bases Brønsted-Lowry y sus pares conjugados

HCO3– + H2O H2CO3 + HO–

b á id á id bHCO3

– + H2O H2CO3 + HO–


base ácido ácido baseconjugado conjugada

HCO3 H2CO3, acepta un H+ HCO3

es la baseH2CO3 su ácido conjugado

H2O OH, dona un H+ H2O es el ácidoOH su base conjugada

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Práctica—Escriba las ecuaciones de las siguientes especies reaccionandocon agua y actuando como ácidoácido monopróticomonoprótico e identifique la base y ácidoconjugados

HBr + H2O Br− + H3O+

Ácido Base base ácidoconjugada conjugado

HSO H O SO 2 H O

HBr

HSO HSO4− + H2O SO4

2− + H3O+

Ácido Base base ácidoconjugada conjugado

HSO4−

Práctica—Escriba las ecuaciones de las siguientes especies reaccionandocon agua y actuando como base base monopróticamonoprótica e identifique la base y ácidoconjugados

I− + H2O HI + OH−I−


I + H2O HI + OHBase Ácido ácido base

conjugado conjugada

I

CO32− CO3

2− + H2O HCO3− + OH−

Base Ácido ácido baseconjugado conjugada

Comparación de la Teoría de Arrhenius y la de Brønsted-Lowry para ácidosácidos

• Arrhenius

HCl( ) H+( ) Cl ( ) {f t }

• Brønsted–Lowry

HCl( ) + H O(l) Cl ( ) + H O+( ) {f t }

HCl(ac) H+(ac) +Cl−(ac) {fuerte}

HF(ac) H+(ac) + F−(ac) {débil}

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HCl(ac) + H2O(l) Cl−(ac) + H3O+(ac) {fuerte}

HF(ac) + H2O(l) F−(ac) + H3O+(ac) {débil}

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Comparación de la Teoría de Arrhenius y la de Brønsted-Lowry para basesbases

• Arrhenius

NaOH(ac) Na+(ac) + H−(ac) {fuerte}

• Brønsted–Lowry

NaOH(ac) + H2O(l) Na+(ac) + OH−(ac) {fuerte}

NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH−(ac) {débil}

NH4OH(ac) NH4+(ac) + OH−(ac) {débil)


NH3(ac) H2O(l) NH4 (ac) OH (ac) {débil}


Ácidos fuertes

HCl H+ + Cl−

HCl + H2O H3O+ + Cl−• Escala de fortaleza de

ácidos depende de la capacidadcapacidad parapara donardonar HH capacidad de agua como

estándar en la escala

Se ionizan 100% en 100% en aguaagua

Electrolito fuerte

[H[H OO++] = [] = [ácidoácido fuertefuerte]]


0.10 M 0.10 M HClHCl == 0.10 M H0.10 M H33OO++

[H[H33OO ] = [] = [ácidoácido fuertefuerte]]

K K grandegrande Está desplazada a productos


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HF H+ + F−

HF + H2O H3O+ + F−

Ácidos débiles• Dona pequeña fracción de H’sNo donan H a agua

Se ionizan menos que un 1% en agua

[H[H33OO++] << [] << [ácidoácido débildébil]]

K K pequeñapequeña Está desplazada hacia reactivos


0.10 M HF 0.10 M HF ≠≠ 0.10 M H0.10 M H33OO++

23

Base conjugada es fuerte K grande


F − + H2O HF + OH−

Ácidos fuertes y débiles


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Aum

entoo

de a

cide

zo

de bacisidad

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Aum

ento

Tendencias Generales de Acidez

• Mientras más fuerte el ácido, la base conjugadaserá más débil

• Ma or # de# de o idacióno idación o i ácido más f ertef erte• Mayor # de # de oxidaciónoxidación = oxi-ácido más fuertefuerteH2SO4 > H2SO3; HNO3 > HNO2

• Fortaleza ácidaCationes > moléculas neutrales > anionesH3O+ > H2O > OH−; NH4

+ > NH3 > NH2−


Fortaleza básica la tendencia es opuesta


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Constante de ionización ácida, KKaa

• Fortaleza ácida relativa a agua asociada a la magnitud de K

HA + H O A− + H O+HA + H2O A + H3O+

Ka alta ácido fuerte

32 a

[A ] [H O ]

[HA]K x H O K



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Autoionización de agua y Producto iónicoH2O H+ + OH–

H2O + H2O H3O+ + OH–

23

2 32

H O OHK K x H O K H O OH

• Producto iónico de agua = [H3O+] x [OH-] Kw = [H3O+] x [OH-] = 1.00 x 10-14 a 25°C

Constante de Disociación de aguaoo [H[H33OO++] = [OH] = [OH––] = 10] = 10−−77M a 25 M a 25 °°CC

2 32

2

wK K x H O K H O OHH O


• Agua es electrolito muy débil 2/1 billión moléculas de agua foman iones por autoionización.Todas las soluciones acuosas contienen H3O+ y OH–

[H3O+] es inversamente proporcional a [OH–]


Soluciones ácidas y básicas• Las soluciones acuosas tienen H3O+ y OH–

NeutralNeutral[H3O+] = [OH–] = 1.00 x 10−7

ÁcidaÁcida[H3O+] > [OH–][H3O+] > 1.00 x 10−7; [OH–] < 1.00 x 10−7

BásicaBásica

3Kw

OHH O

Kw

H OOH


[OH–] > [H3O+][H3O+] < 1.00 x 10−7; [OH–] > 1.00 x 10−7


3H O

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H H+ H+

[H+] 100 10−1 10−3 10−5 10−7 10−9 10−11 10−13 10−14

[H+] ≠ 0; [OH−] ≠ 0Ácido Base

[H+] vs. [OH−]3Kw

OHH O

3

Kw

H OOH

OH−H+ H+ H+ H+ H

OH−OH−OH−OH−

[OH−]10−14 10−13 10−11 10−9 10−7 10−5 10−3 10−1 100


Los tamaños de H+ y OH− no están a escala porque las divisionesson potencias de 10 no unidades


EjemploEjemplo 15.2b15.2b: Calcule la [OH] a 25 °C cuando [H3O+] = 1.5 x 10−9 M, y determine si la solución es ácido, básica, o neutral

Solución: Básica: [OH─] > 10─7M

Práctica – Determine la [H3O+] cuando [OH−] = 2.5 x 10−9 M

Solución:

Á


Ácida: [H+] > 10─7M

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Medidas de Acidez: pH• Escala de acidez o basicidadpH = pH = ── log [Hlog [H33OO++]]

E t d 10 i tiExponente de 10 con signo negativo

Necesita saber [H3O+]pHpHaguaagua = = ── log {10log {10──77} = } = 7

[H[H33OO++] = 10] = 10──pHpH


Básico: pH > 7

Ácido: pH < 7

Neutral: pH = 7


¿Qué implica el número de pH?Escala de pH

ácida básica

•• pH pH bajobajo, solución ácidaácida•• pH pH altoalto solucuión básicabásica1 unidad de pH corresponde a un acidezacidez de un

factor de10


• Intervalo Normal de pH es de 0 a 140 a 14pH = 0 es [H3O+] = 1 M, pH 14 es [OH–] = 1 MpH puede ser: negativo (bien ácida)Mayor de 14 (bien alcalina)


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EjemploEjemplo 15.3b15.3b: Calcule el pH a 25 °C cuando [OH] = 1.3 x 10−2 M, y determine si la solución es ácida, básica, o neutral

Solución:

Solución básica

Práctica – Determine el pH a 25 ºC de una solución con [OH−] = 2.5 x 10−9 M

Solución:


PrácticaPráctica – Determine el [OH−] de una solución con pH de 5.40

Solución:


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pOH

ácida básica

• Otra escala es: pOHpOH = −log[OH], [OH] = 10−pOH

pOHagua = −log[10−7] = 7

Se neceista [OH] para encontrar pOH

• pOH < 7 es básicobásico;


• pOH < 7 es básicobásico;

• pOH > 7 es ácidoácido,

• pOH = 7 es neutral

•• pH + pH + pOHpOH = 14.0= 14.0Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

pH y pOHPráctica – Complete la tabla

Ácido Base

pH 0 1 3 5 7 9 11 13 14

OH−H+ H+ H+ H+ H+

OH−OH−

[H+] 100 10−1 10−3 10−5 10−7 10−9 10−11 10−13 10−14

pH


14 13 11 9 7 5 3 1 0

OHOHOH−OH−OH−

[OH−]10−14 10−13 10−11 10−9 10−7 10−5 10−3 10−1 100


pOH

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Relaciones entre pH y pOH• pH + pOH = 14.00

a 25 °C

Puede usar pOH para encontra pHPuede usar pOH para encontra pH

143 w

143

3

[H O ][OH ] 1.0 10

log [H O ][OH ] log 1.0 10

log [H O ] log [OH ] 14.00

K


3g [ ] g [ ]

pH pOH 14.00


EjemploEjemplo:: Calcule el pH a 25 °C cuando [OH] = 1.3 x 10−2 M, y determine si la solución es ácida, básica, o neutral

Solución:

Solución básica

Práctica – Determine el pOH a 25 ºC de una solución con [H3O+] = 2.5 x 10−9 M

Solución:


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pK• Otra forma de ver fortaleza ácido-base es pKppKKaa = = −−log(log(KKaa)), Ka = 10−pKa

ppKKbb = = −−log(log(KKbb)), Kb = 10−pKb

• Menor pKa más fuerte el ácidoMayor Ka = pKa más pequeñaPor (–log)

• Menor pK más fuerte la base


• Menor pKb más fuerte la baseMayor Kb = pKb más pequeña


Determinar pH de una solución de ácido o base fuerte

• [H3O+] = [HÁcido] para ácido fuerte monoprótico0.10 M HCl tiene [H3O+] = 0.10 M y pH = 1.00

• [OH−] = (# OH−)x[Base] para base fuerte0.10 M Ca(OH)2 tiene [OH−] = 0.20 M y pH = 13.30


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Determinar pH de ácido débil• Fuentes de H3O+ en solución acuosaÁcidoaguaagua

• Hay que resolver Keq de:HA + H2O A + H3O+


EjemploEjemplo 15.615.6: Calcule el pH de una solución 0.200 M HNO2(ac) a 25 °C

2 2 2 2 3 30 0 0

2 2 3

2 2 2 3

0.2 0 0

eq eq eq

eq eq eq

HNO HNO x NO NO x H O H O x

HNO x NO x H O x

HNO H O NO H O

22 3

2 0.2 0.2

q eq eq

NO H O x x xKa

HNO x x

De la tabla 15.5 - Ka = 4.6 x 10-4 y descartando x

2x


43 2 0

4 33

4.6 100.2

4.6 10 0.2 9.6 10

xKa x x H O Ka HNO

H O x x M

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La aproximación es válida

Continuación de Ejemplo 15.6: Calcule el pH de una solución 0.200 M HNO2(ac) a 25 °C

33 9.6 10x H O x M

2 2 2 30

3 32 2 3

3

0.2 9.6 10 9.6 10

log 9.6 10 2.02

eq eq eq

eq eq eq

HNO HNO x NO H O x

HNO x NO H O x

pH x


Aunque no exacta esrasonablemente cercana

Corroborando:

Ka for HNO2 = 4.6 x 10−4

EjemploEjemplo 15.715.7: Determine el pH de una sol’n acuosa 0.100 M HClO2(ac) a 25 °C

HClO2 + H2O ClO2 + H3O+ Ka HClO2 = 1.1 x 10−2

la aproximación nono es válida : hacer cuadrática

x = 3.3 x 10−2


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Ka (HClO2)= 1.1 x 10−2

Ejemplo 15.7: Determine el pH de una solución acuosa 0.100 M HClO2(ac) a 25 °C

Cuadrática

CotejoCotejo


jj

EjemploEjemplo 15.815.8: Determine el Ka de un ácido débil para una solución 0.100 M con pH = 4.25

30

2 3

10 pH

eq eq eqA x H OHA HA x

HA H O A H O

5 4.25 53

2528

0

0.1 5.6 10 10 5.6 10

5.6 103.1 10

0.1

eq eq eqHA x A x H O x

xxKa x

HA x


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Relación entre [H3O+]eq & [HA]0• Aumento en [HA]0 resulta en aumento de [H3O+]eq

Disminuye el % de ionizaciónSignifica que el aumento en [H3O+] es más lento que el

aumento en la concentración del ácido

PorPor cientociento de de ionizaciónionización


EjemploEjemplo 15.915.9: Calcule el por ciento de ionización de una solución 2.5 M de HNO2

Ka(HNO2) = 4.6 x 10-4

30

2 3

eq eq eqA x H OHA HA x

HA H O A H O

3 0H O x HA Ka

0eq eq eq

224 4 2

0

2 23

4.6 10 2.5 4.6 10 3.4 102.5

2.5 3.4 10 3.4 10eq eq eq

xxKa x x x x x

HA x

HA x A x H O x


23

0

3.4 10% 100 100 1.4%

2.5eq

H Ox

ionizacion x xHA


Aproximación válida < 5%

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EjemploEjemplo 15.1015.10: Calcule el pH de una mezcla de 0.150 M HF(ac) con 0.100 M HClO2(ac)

HF + H2O F + H3O+ K = 3 5 x 10−4

Determinación del pH en mezclas de ácidos

HF + H2O F + H3O Ka 3.5 x 10

HClO + H2O ClO + H3O+ Ka = 2.9 x 10−8

H2O + H2O OH + H3O+ Kw = 1.0 x 10−14

HF H O F H O Para el Para el cálculocálculo se se usaráusará el el ácidoácido másmás fuertefuerte queque eses HFHF


30

2 3

eq eq eqF x H OHF HF x

HF H O F H O

30

2 3

eq eq eqF x H OHF HF x

HF H O F H O

Ejemplo 15.10: Calcule el pH de una mezcla de 0.150 M HF(ac) con 0.100 M HClO2(ac) Ka (HF) = 3.5 x 10−4

Ka (HClO)= 2.9 x 10−8

224 4 3

30

33

0

3.5 10 0.15 3.5 10 7.2 100.15

7.2 10% 100 100 4.8%

0.15

eq

eq

xxKa x x H O x x x

HF x

H Ox

ionizacion x xHA

Aproximación válida < 5%

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3log 7.2 10 2.14pH x

p

232

4

0

7.2 103.6 10

0.143

xxKa x

HF x

Tiene valor comparable

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Práctica – Determine el pH a 25 ºC de una mezcla de 0.045 M HCl y 0.15 M HF

Solución:[HCl] =


Bases Fuertes

EjemploEjemplo 15.1115.11: Calcule el pH a 25 °C de una solución 0.0015 M de Sr(OH)2 y determine si es ácida, básica o neutral

Solución:Solución:[OH] = 2(0.0015)= 0.0030 M


pH = 14.00 – 2.52 = 11.48

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PrácticaPráctica – Calcule el pH de las soluciones siguientes

0.0020 M HCl[H3O+] = [HCl] = 2.0 x 10−3 MpH = −log(2.0 x 10−3) = 2.70

0.0015 M Ca(OH)2

p g( )

[OH−] = 2 x [Ca(OH)2] = 3.0 x 10−3 MpOH = −log(3.0 x 10−3) = 2.52pH = 14.00 − pOH = 14.00 − 2.52


p ppH = 11.48


Bases débiles:Constante de Ionización Básica, Kb

• La fortaleza de la base se mide por la magnitud de la Kb al reaccionar con H2O

:B + H2O OH− + H:B+

Kb alta = base mas fuerte


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Estructura de Aminas


Amoniaco Metil amina Piridina

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EjemploEjemplo 15.1215.12:Determine el pH de una solución 0.100 M de NH3(ac) (Kb = 1.76 x10-5)

3 2 4NH H O NH OH OH x 3 3 0

NH NH x 4NH x 2 2

4NH OH x xK

3 3 30 0

5 31.76 10 0.100 1.33 10

bKNH NH x NH

x x x x OH

AhoraAhora x = [OHx = [OH--]]


la aproximación es válida

Relación entre Ka de un ácido con el Kb de su base conjugada

3

a

b

A H OK

HA

HA OHK

A

Cuando suma ecuaciones, se multiplican las K’s

3wK H O OH

A


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EjemploEjemplo 15.1415.14: Determine el pH de una solución 0.100 M NaCHO2(ac) (Ka[HCHO2]=1.8x10-4)

NaNa++ es el catióncatión de de una base base fuertefuerte-- pH pH eses nuetralnuetral. El CHOCHO22 es el aniónanión

dede un ácidoácido débildébil –– pH pH básicobásico. Escriba la reacción para el anión en agua.

2 2 2CHO H O HCHO OH OH x 2 2 0

CHO CHO x 2HCHO x 0

2 22

2 2 20 0

wb

a

HCHO OHK x xK

K CHO CHO x CHO

RecuerdeRecuerde queque ahoraahora

OH x


OH x

SoluciónSolución deldel EjemploEjemplo 1515..1414: Determine el pH de una solución 0.100 MNaCHO2(ac) (Ka[HCHO2]=1.8x10-4)

2 0bx K x CHO

Aproximación válida= [OH-]


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PrácticaPráctica – Si una solución 0.15 M NaA tiene un pOH de 5.45, determine Ka de HA

Na+ catión base fuerte – pOH neutral. Pero pOH es < 7, la solución es básica porque A− viene de ácido débil.

2A H O HA OH 10 pOHOH x 0

A A x HA x


Aniones actuando como bases débiles

• Todo anión se puede considerar como base conjugada de un ácidoA−(ac) + H O(l) HA(ac) + OH−(ac)

Propiedades ácido–base de las sales

A (ac) + H2O(l) HA(ac) + OH (ac)MientrasMientras másmás fuertefuerte sea el sea el ácidoácido, , másmás débildébil seráserá susu base base

conjugadaconjugada

Un aniónanión que sea la base conjugada de un ácidoácido fuertefuerteexhibe pH neutralpH neutral

Cl−(ac) + H2O(l) HCl(ac) + OH−(ac)


Cl (ac) H2O(l) HCl(ac) OH (ac)

Un aniónanión que sea la base conjugada de un ácidoácido débildébilexhibe pH pH básicobásico

F−(ac) + H2O(l) HF(ac) + OH−(ac)


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Ejemplo 15.13: Use la tabla para determinar si el aniónes básico o neutral

a) NO3−

base conjugada de j gácido fuerte, por lo tanto es neutral

b) NO2−

base conjugada de ácido débil, por lo


tanto es básico


Cationes Poliatómicos actúan como ácidosácidos débilesdébiles• Algunos son:Ácidos conjugados de bases débiles contra-iones de bases fuertesSon potencialmente ácidosSon potencialmente ácidosMH+(ac) + H2O(l) MOH(ac) + H3O+(ac)

Mientras más fuerte la base, más débil el ácidoconjugado

Un catióncatiónContra-ión de base base fuertefuerte el pH pH eses neutralneutral


Ácido conjugado de una base base débildébil es ácidoácido

NH4+(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O+(ac)

o Ya que NH3 es una base débil y la posición de equilibrio se favorece hacia la derecha


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Cationes Metálicos actúan como ácido débil• Los cationes de metales pequeños y altamente

cargados son ácidos débilesCationes de metales alcalinos y alcalino térreos el pH

es neutrales neutralLos cationes están hidratados

Al(H2O)63+(ac) + H2O(l) Al(H2O)5(OH)2+ (ac) + H3O+(ac)


Ejemplo 15.15: Determine si el catión es acídico o neutral

a) C5N5NH2+

el ácido conjugado de la base débil de piridina, por lo tanto es ácido

b) Ca2+

El contra ión de una base fuerte, Ca(OH)2, neutral

c) Cr3+


c) Cr

metal altamente cargado, ácido


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Clasificación de sales, (pH)

Provienede:

Catiónde base

Aniónde ácido

pHde: de base de ácido

fuerte fuerte Neutral

fuerte débil Básico

débil fuerte Ácido


débil débil depende

cargado fuerte Ácido

Tro: Chemistry: A Molecular Approach 69

Ejemplo 15.16: Determine si las sales a continuación producensoluciones ácidas, básicas, o neutrales

a) SrCl2Sr2+ contra ion de base fuerte, pH neutralCl− es la base conjugada de un ácido fuerte pH neutralCl es la base conjugada de un ácido fuerte, pH neutralla solución será de pH neutral

b) AlBr3

Al3+ es un metal pequeño y altamente cargado, ácido débilCl− es la base conjugada de un ácido fuerte, pH neutralla solución será ácida

c) CH3NH3NO3


) 3 3 3

CH3NH3+ es el ácido conjugado de una base débil, ácida

NO3− es la base conjugada de un ácido fuerte, pH neutral

la solución es ácida


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d) NaCHO2

N + t i d b f t H t l

Ejemplo 15.16: Determine si las sales a continuación producensoluciones ácidas, básicas, o neutrales

Na+ contra ion de base fuerte, pH neutral

CHO2− es la base conjugada de un ácido débil, básico

solución será básica

e) NH4F

NH4+ es el ácido conjugado de una base débil, ácida


4 j g ,

F− es la base conjugada de un ácido débil, básico

Ka(NH4+) > Kb(F−); solución será ácida


La solución tiene pH neutral

Práctica – Determine si la solución será ácida, básica, o neutral• KNO3K+ es el contra-ión de una base fuerte, pH neutral

NO3− es contra-ión de ácido fuerte, pH neutral

Co3+ catión altamente cargado, pH ácido• CoCl3

• Ba(HCO3)2

Cl− es contra-ión de ácido fuerte, pH neutral

la solución tiene pH ácido

Ba2+ es contra-ión de base fuerte, pH neutral


• CH3NH3NO3

, pHCO3

− es par conjugado de ácido débil, pH básicoLa solución tiene pH básico

CH3NH3+ es ácido conjugado de base débil, pH ácido

NO3− es contra-ión de ácido fuerte, pH neutral

El pH de la solución es ácido


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Teoría de ácido-base de Lewis

• Se enfoca en la trasferencia de un par de ee

Par solitario enlaceEnlace par solitario

• NO require átomos de H

• El donantedonante de de electroneselectrones es la Base LewisBase LewisRico en electrones por lo tanto es un nucleófilonucleófilo


Rico en electrones, por lo tanto es un nucleófilonucleófilo

• El aceptoraceptor de de electroneselectrones es el ÁcidoÁcido LewisLewisDeficiente de electrones, por lo tanto es un electrófiloelectrófilo


Bases Lewis• Base Lewis contiene electroneselectrones disponiblesdisponibles para

dar o compartir

• Los anionesaniones son mejores Bases Lewis Bases Lewis queátomos o moléculas neutralesN: < N:N: < N:−−

• Átomos con mayormayor electronegatividadelectronegatividad tienen


Átomos con mayor mayor electronegatividadelectronegatividad tienenmenosmenos capacidadcapacidad de ser Bases LewisO: < S:


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Reacciones ácido-base tipo Lewis

• La base dona un par de ee al ácidoGeneralmente resulta en la formación de un enlace

lcovalente

H3N: + BF3 H3N─BF3

El producto formado es el aductoaducto

• Las reacciones ácido-base tipo Arrhenius y


Las reacciones ácido base tipo Arrhenius y Brønsted-Lowry son reacciones tipo Lewis también


Ejemplos de Reacciones ácido-base de Lewis

Base Lewis

ÁcidoLewis

aducto


Base Lewis

Ácido Lewis aducto

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Base Lewis

ÁcidoLewis

aducto


Base Lewis

Ácido Lewis aducto


B

Ag+(aq) + 2 :NH3(aq) Ag(NH3)2

+(aq)

Lewis Lewis

Base Lewis Ácido

Lewis

BÁ id

aducto


LewisAcid

LewisBase

Adduct


Base Lewis

Ácido Lewis

aducto

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B

Ag+(aq) + 2 :NH3(aq) Ag(NH3)2

+(aq)

Lewis Lewis

Base Lewis Ácido

Lewis

BÁ id

aducto


LewisAcid

LewisBase

Adduct


Base Lewis

Ácido Lewis

aducto

Práctica – Identifique el ácido y la base de Lewis en cada reacción

BaseÁcidoLewis

Base

ÁcidoLewis

Ácido


Lewis ÁcidoLewis


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