Soluciones acuosas

Profesora: Clara Turriate Manrique

Numerosas sustancias y productos comerciales que usamos a diario son ácidos o bases.

Sustancias ácidas:

antiácidos (leche de magnesia), jabones y detergentes, soda cáustica

la mayoría de las frutas, bebidas carbonatadas, té, electrolito de las baterías, contaminación atmosféricas por lluvia ácida.

Sustancias básicas

ACIDOS

• Tienen sabor agrio• Son corrosivos a la piel• Enrojecen ciertos

colorantes• Disuelven sustancias• Atacan a los metales (Mg,

Zn, Fe) desprendiendo H2

• Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH)

H+

BASES• Tienen sabor amargo

• Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel

• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales

• Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos)

OH-HCl + Mg → H2 + MgCl

Propiedades generales de ácidos y bases

TEORIAS ACIDO-BASE

Teoría de Arrhenius (1883) (1883)

Toda sustancia que en disolución acuosa cede protones (libera iones hidrógeno, H+)

HA H+ (ac) + A- (ac)

Acido

Ej: HCl, HF, HNO3

Base Toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidroxilo (OH-)

BOH B+ (ac) + OH- (ac)

Ej: NaOH, KOH

Svante August Arrhenius(1859-1927)

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903III premio Nobelde Química

Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (Ej: NH3 líquido)

Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

Limitaciones:

Brønsted-Lowry (1923)Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)

ácido base baseácido

Transferenciaprotónica

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Lewis (1923)Lewis (1923)

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones

Base: Especie que puede ceder pares de electrones

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos.

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies

Definición más general

H N:H

H

+ B F

F

F

H NH

H

B F

F

F

base ácido

ácidobase base conjugada

ácido conjugado

Reacciones ácido base

Las sustancias cuyas soluciones acuosas son electroconductivas se llaman electrolitos.Los ácidos, las bases, las sales son electrolitos

A. FUERTESA. FUERTESSe ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio

Ácido fuerteÁcido fuerte

Ácido débilÁcido débil

Cede fácilmente un protón

Cede con dificultad un protón

HCl, HClO4, HNO3, H2SO4

CH3COOH, H2CO3, HCN, HF

A. DÉBILESA. DÉBILESSe ionizan en pequeña proporción en solución diluida

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

HCl+ H2O H3O+ + Cl-

ACIDOS FUERTES Y DEBILES

Algunos ácidos comunes

Sulfuric Acid H2SO4 Battery acidPhosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar

Name Formula Common Name

.

BASES FUERTES Y DÉBILES

Base fuerteBase fuerte

BasedébilBasedébil

Acepta fácilmente un protón

Acepta un protón con dificultad

NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2

NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: bases FUERTES

PARCIALMENTE: bases DÉBILES

Algunas bases comunes

Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia

Name Formula Common Name

.

O

H

H + O

H

H O

H

H H OH-+[ ] +

Propiedades ácido-base del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido base conjugada

baseácido

conjugado

autoionización del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

El producto iónico del agua

Kc =[H+][OH-]

[H2O][H2O] =constante

Kc[H2O] = 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.

A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La disolución es

neutra

ácida

básica

El pH: una medida de la acidez

pH = -log [H+]

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

[H+] < [OH-]

La disolución es

neutra

ácida

básica

[H+] = 1 x 10-7

[H+] > 1 x 10-7

[H+] < 1 x 10-7

pH = 7

pH < 7

pH > 7

A 250C

pH [H+]pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00pH + pOH = 14.00

ESCALA pH

El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del planeta 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 = 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 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

EQUILIBRIO DE ACIDOS Y BASES

HA

AHKa

*HA H+ + A-

BOH B+ + OH- BOH

OHBKb

*

En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH (aq

a

w

3

3b K

K

]O[H

]O[H

[B]

]][OH[BHK

a

w

3

3b K

K

]O[H

]O[H

[B]

]][OH[BHK

Kw = Ka Kb

ACIDOS FUERTES

Nombre del ácido Ecuación de la disociaciónÁcido clorhídrico HCl H+ + Cl-

Ácido yodhídrico Hl H+ + l-

Ácido nítrico HNO3 H+ + NO3-

Ácido yódico HIO3 H+ + lO3-

Ácido bromhídrico HBr H+ + Br-

Ácido perclórico HClO4 H+ + ClO4-

Nombre delácido

Ecuación de la disociación kA

Ácido fluorhídrico HF H+ + F- 6.75 * 10-4

Ácido nitroso HNO2 H+ + NO2- 5.1 * 10-4

Ácido fórmico HCOOH H+ + HCOO- 1.77 * 10-4

Ácido acético CH3COOH H+ + CH3COO- 1.78 * 10-5

Ácido hipocloroso HClO H+ + ClO- 2.95 * 10-8

Ácido cianhídrico HCN H+ + CN- 4.8 * 10-10

ACIDOS DEBILES

Base Ecuación de la disociación Kb

Hidróxido desodio

NaOH Na+ + OH-

Hidróxido depotasio

KOH K+ + OH-

Amoniaco NH3 + H2O NH4+ + OH- 1.78 * 10-5

Metilamina CH3 NH2 + H2O CH3NH3+ + OH-- 4.40 * 10-4

Piridina C5H5 N + H2O C5H5NH+ + OH-- 1.70 * 10-9

BASES MONOPROTICAS COMUNES

Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACIONNEUTRALIZACION

[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]

Ácido + Base Agua + Sal

HCl + NaOH H2O + NaCl H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4

H+ + OH- H2O

Disolución neutra

NEUTRALIZACIÓN

Porcentaje de ionización =

Concentración del ácido ionizado en el equilibrioConcentración inicial del ácido x 100%

Para un ácido monoprótico HA

Porcentaje de ionización =

[H+]

[HA]0

x 100% [HA]0 = concentración inicial

Ácido débil

Ácido fuerte

% d

e Io

niza

ción

Concentración inicial del ácido

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?

HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Inicial

Final

0.002 M

0.002 M 0.002 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?

Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Inicial

Final

0.018 M

0.018 M 0.036 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-][HF]

= 7.1 x 10-4

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.50 - x= 7.1 x 10-4

Ka x2

0.50= 7.1 x 10-4

0.50 – x 0.50Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72

[HF] = 0.50 – x = 0.48 M

¿Cuándo puedo usar la aproximación?

0.50 – x 0.50Ka << 1

Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta.

x = 0.0190.019 M0.50 M

x 100% = 3.8%Menor que 5%

Aproximación válida.

¿Cuál es el pH de una disolución 0.05 M HF (a 250C)?

Ka x2

0.05= 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M0.05 M

x 100% = 12%Más que 5%

Aproximación.no válida.

Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva.

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuyaKa es 5.7 x 10-4?

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4

Ka x2

0.122= 5.7 x 10-4

0.122 – x 0.122Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M0.122 M

x 100% = 6.8%Más que 5%Aproximación

no válida

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac

2ax =

x = 0.0081 x = - 0.0081

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

Propiedades ácido-base de las salesDisoluciones neutras:

Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO3

-).

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Disoluciones básicas:

Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil.

NaCH3COOH (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)H2O

CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)

Propiedades ácido-base de las sales

Disoluciones ácidas:

Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil

NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac)

H2O

NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac)

Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas más altas (por ejemplo Al3+, Cr3+ y Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte.

Al(H2O)6 (ac) Al(OH)(H2O)5 (ac) + H+ (ac)3+ 2+

INDICADORES.INDICADORES.

Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/baseconjugadas presentan colores diferentes.

HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind (aq)

Color A Color B

Cuando a una disolución le añadimos un indicador,estarán presentes las dos especies HInd e Ind.

[HInd]

]O][H[Ind(HInd)K 3

a

¿Qué color veré?

• Si [HInd]/[Ind] 10 Color A (predomina forma ácida)

• Si [HInd]/[Ind] 0.1 Color B (predomina forma básica)

• Si 0.1[HInd]/[Ind]Color mezcla de A y B

El cociente depende de la Ka y del pH:

][Ind

[HInd]K]O[H Ind3

[HInd]

]O][H[IndK 3

Ind

Intervalo de viraje (2 unidades de pH)

MEDICIÓN DE pHPapel

Indicador Universal

pH-metro

Intervalos de viraje de indicadores