cidos y bases Captulo 15 Copyright The Mc

Ácidos y bases Capítulo 15 Copyright © The Mc. Graw-Hill Companies, Inc. Permission required

Ácidos Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico. Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el gas dióxido de carbono. Bases Tienen un sabor amargo. Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases 4. 3

Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H 3 O+) en agua Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua 4. 3

Un ácido Brønsted es un donador de protón Una base Brønsted es un aceptador de protón base ácido conjugado base conjugada 15. 1

Propiedades ácido-base del agua H 2 O (l) H+ (ac) + OH- (ac) autoionización del agua H O H + H [H O ] H + + H O - H ácido conjugado H 2 O + H 2 O H 3 O+ + OHbase ácido conjugada base 15. 2

El producto iónico del agua H 2 O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [H+][OH-] Kc = [H 2 O] =constante Kc[H 2 O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular. La disolución es [H+] = [OH-] neutra At 250 C +] > [OH-] [H ácida + 14 Kw = [H ][OH ] = 1. 0 x 10 [H+] < [OH-] básica 15. 2

¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una disolución HCl cuya concentración de ion hidrógeno es 1. 3 M? Kw = [H+][OH-] = 1. 0 x 10 -14 [H+] = 1. 3 M -14 K 1 x 10 w -15 M = = 7. 7 x 10 [OH-] = [H+] 1. 3 15. 2

El p. H: una medida de la acidez p. H = -log [H+] La disolución es neutra [H+] = [OH-] A 250 C [H+] = 1 x 10 -7 p. H = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10 -7 p. H < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10 -7 p. H > 7 p. H [H+] 15. 3

p. OH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1. 0 x 10 -14 -log [H+] – log [OH-] = 14. 00 p. H + p. OH = 14. 00 15. 3

El p. H 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? p. H = -log [H+] = 10 -p. H = 10 -4. 82 = 1. 5 x 10 -5 M La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2. 5 x 10 -7 M. ¿Cuál es el p. H de la sangre? p. H + p. OH = 14. 00 p. OH = -log [OH-] = -log (2. 5 x 10 -7) = 6. 60 p. H = 14. 00 – p. OH = 14. 00 – 6. 60 = 7. 40 15. 3

Electrólito fuerte: 100% disociación Na. Cl (s) H 2 O Na+ (ac) + Cl- (ac) Electrólito débil: no se disocia por completo CH 3 COOH CH 3 COO- (ac) + H+ (ac) Ácidos fuertes son electrólitos fuertes HCl (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + Cl- (ac) HNO 3 (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + NO 3 - (ac) HCl. O 4 (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + Cl. O 4 - (ac) H 2 SO 4 (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + HSO 4 - (ac) 15. 4

Ácidos débiles son electrólitos débiles HF (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + F- (ac) HNO 2 (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + NO 2 - (ac) HSO 4 - (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + SO 42 - (ac) H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + OH- (ac) Bases fuertes son electrólitos fuertes H 2 O Na. OH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H 2 O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H 2 O Ba(OH)2 (s) Ba 2+ (ac) + 2 OH- (ac) 15. 4

Bases débiles son electrólitos débiles F- (ac) + H 2 O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO 2 - (ac) + H 2 O (l) OH- (ac) + HNO 2 (ac) Pares conjugados ácido-base: • La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza medible. • H 3 O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. • El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. 15. 4

15. 4

Ácido fuerte Antes de la Ionización En el equilibrio Ácido débil Antes de la Ionización En el equilibrio 15. 4

¿Cuál es el p. H de una disolución 2 x 10 -3 M HNO 3? HNO 3 es un ácido fuerte: 100% disociación. Inicial 0. 002 M 0. 0 M HNO 3 (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + NO 3 - (ac) 0. 0 M 0. 002 M Final p. H = -log [H+] = -log [H 3 O+] = -log(0. 002) = 2. 7 ¿Cuál es el p. H de una disolución 1. 8 x 10 -2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0. 018 M 0. 0 M Ba(OH)2 (s) Ba 2+ (ac) + 2 OH- (ac) 0. 0 M 0. 018 M 0. 036 M Final p. H = 14. 00 – p. OH = 14. 00 + log(0. 036) = 12. 56 15. 4

Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida HA (ac) + H 2 O (l) H 3 O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+][A-] Ka = [HA] Ka es la constante de ionización ácida Ka ácido débil fuerza 15. 5

15. 5

¿Cuál es el p. H de una disolución 0. 5 M HF (a 250 C)? +][F-] [H = 7. 1 x 10 -4 Ka = HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) [HF] HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Inicial (M) 0. 50 0. 00 Cambio (M) -x +x +x 0. 50 - x x x Equilibrio (M) x 2 = 7. 1 x 10 -4 Ka = 0. 50 - x Ka x 2 = 7. 1 x 10 -4 0. 50 [H+] = [F-] = 0. 019 M [HF] = 0. 50 – x = 0. 48 M Ka << 1 0. 50 – x 0. 50 x 2 = 3. 55 x 10 -4 x = 0. 019 M p. H = -log [H+] = 1. 72 15. 5

¿Cuándo puedo usar la aproximación? Ka << 1 0. 50 – x 0. 50 Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta. x = 0. 019 M x 100% = 3. 8% 0. 50 M Menor que 5% Aproximación válida. ¿Cuál es el p. H de una disolución 0. 05 M HF (a 250 C)? x 2 Ka = 7. 1 x 10 -4 x = 0. 006 M 0. 05 Más que 5% 0. 006 M x 100% = 12% Aproximación. 0. 05 M no válida. Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva. 15. 5

Cómo resolver los problemas de ionización de ácidos débiles: 1. Identificar las especies principales que pueden afectar el p. H. • En la mayoría de los casos, puede ignorar la autoionización del agua. • Ignorar [OH-] porque se determina por [H+]. 2. Usar ICE para expresar las concentraciones en equilibrio en términos de una sola incógnita x. 3. Escríbir Ka en términos de las concentraciones en equilibrio. Resuelva para x por el método de la aproximación. Si la aproximación no es válida, resuelva exactamente para x. 4. Calcular las concentraciones de todas las especies y/o p. H de la disolución. 15. 5

¿Cuál es el p. H de un ácido monoprótico 0. 122 M cuya Ka es 5. 7 x 10 -4? HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) Inicial(M) 0. 122 0. 00 Cambio(M) -x +x +x 0. 122 - x x x Equilibrio(M) x 2 = 5. 7 x 10 -4 Ka = 0. 122 - x Ka x 2 = 5. 7 x 10 -4 0. 122 0. 0083 M x 100% = 6. 8% 0. 122 M Ka << 1 0. 122 – x 0. 122 x 2 = 6. 95 x 10 -5 x = 0. 0083 M Más que 5% Aproximación no válida 15. 5

x 2 = 5. 7 x 10 -4 Ka = 0. 122 - x ax 2 + bx + c =0 x = 0. 0081 x 2 + 0. 00057 x – 6. 95 x 10 -5 = 0 -b ± b 2 – 4 ac x = 2 a x = - 0. 0081 HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial(M) 0. 122 0. 00 Cambio(M) -x +x +x 0. 122 - x x x Equilibrio(M) [H+] = x = 0. 0081 M p. H = -log[H+] = 2. 09 15. 5

Concentración del ácido ionizado en el equilibrio Concentración inicial del ácido Porcentaje de ionización = x 100% Para un ácido monoprótico HA Porcentaje de ionización = [H+] [HA]0 x 100% [HA]0 = concentración inicial % de Ionización Ácido fuerte Ácido débil Concentración inicial del ácido 15. 5

Bases débiles y su constante de ionización básica NH 3 (ac) + H 2 O (l) NH 4+ (ac) + OH- (ac) [NH 4+][OH-] Kb = [NH 3] Kb es la constante de ionización básica Kb fuerza de base débil Resuelva los problemas base débil como ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar de [H+]. 15. 6

15. 6

Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) + H 2 O (l) OH- (ac) + HA (ac) H 2 O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Ka Kb Kw Ka. Kb = Kw Ácido débil en su base conjugada Kw Ka = Kb Kw Kb = Ka 15. 7

15. 8

Estructura molecular y fuerza de los ácidos H X H+ + X- La fuerza del enlace La debilidad del ácido HF << HCl < HBr < HI 15. 9

Estructura molecular y fuerza de los ácidos Z d. O d+ H Z O- + H+ El enlace O-H será más polar y más fácil de romper si: • Z es muy electronegativo o • Z está en un estado de oxidación alto 15. 9

Estructura molecular y fuerza de los ácidos Cl es más electronegativo que Br HCl. O 3 > HBr. O 3 15. 9 • • • • 1. Oxiácidos que tienen átomos centrales diferentes (Z) que son del mismo grupo y que tienen el mismo número de oxidación. La fuerza de los ácidos aumenta con el aumento de la electronegatividad de Z • • O O • • H O Cl O H O Br O • • • •

Estructura molecular y fuerza de los ácidos 2. Oxiácidos que tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente número de grupos unidos a él. . La fuerza de los ácidos aumenta cuando aumenta el número de oxidación de Z. Ácido hipocloroso (+1) Ácido cloroso (+3) HCl. O 4 > HCl. O 3 > HCl. O 2 > HCl. O Ácido clórico (+5) Ácido perclórico (+7) 15. 9

Propiedades ácido-base de las sales Disoluciones neutras: Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de metal alcalinotérreo (excepto Be 2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO 3 -). Na. Cl (s) H 2 O Na+ (ac) + Cl- (ac) Disoluciones básicas: Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil. HO Na. CH 3 COOH (s) 2 Na+ (ac) + CH 3 COO- (ac) + H 2 O (l) CH 3 COOH (ac) + OH- (ac) 15. 10

Propiedades ácido-base de las sales Disoluciones ácidas: Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4+ (ac) + Cl- (ac) NH 4+ (ac) NH 3 (ac) + H+ (ac) Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas más altas (por ejemplo Al 3+, Cr 3+ y Be 2+) y la base conjugada de un ácido fuerte. 2+ + (ac) Al(H 2 O)3+ (ac) Al(OH)(H O) (ac) + H 6 2 5 15. 10

Hidrólisis ácida del Al 3+ 15. 10

Propiedades ácido-base de las sales disoluciones en que el catión y el anión se hidrolizan: • Kb para el anión > Ka para el catión, la disolución será básica • Kb para el anión < Ka para el catión, la disolución será ácida • Kb para el anión Ka para el catión, la disolución será neutra 15. 10

Óxidos de los elementos representativos en su estado de oxidación más alto Óxido básico Óxido ácido Óxido anfótero 15. 11

Definición de un ácido Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H 3 O+) en agua Un ácido Brønsted es un donador de protón • • Un ácido Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones Una base Lewis es una susutancia que puede donar un par de electrones • • H+ + OH H O H • • ácido base H ácido N H • • H+ + H base H + H N H H 15. 12

Ácidos y bases de Lewis H F B + N H • • F F H ácido base F F B F H N H H ¡No dona o acepta protones! 15. 12