8/16/2019 QUIMICA GENERAL Clase 7 Equilibrio Ionico Acido Base

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Química General

Clase 7

Ingeniería Civil Industrial

Prof. Gonzalo García G.

03 de mayo de 2016

Equilibrio Iónico

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 Ácidos y bases / (según Bronsted-Lowry) Ácido: Donador de protones H+

Base: Receptor de protones H+

 Ácido o base fuerte: Ionizado al 100% Ácido o base débil: Ionizado en un pequeño porcentaje

El interés en el balance ácido-base al nivel molecular en sistemas

biológicos es, por lo general, referido a ácidos y bases débiles

Reacción ácido-base  Competición por H+ entre 2 bases

HCl  + H

2O   H

3O Cl

-+

a1   b2   a2   b1

+

+ H2O +

b1   a2   a1   b2

+

NH3   NH4   OH-

H2O

ácido base

anfotero

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 Ácido fuerte: mayor tendencia a dar H más debil la base conjugadaBase fuerte: mayor tendencia a aceptar H más debil la base conjugada

HCl +   H2O+

a.f.   b.f.   b.d.   a.d

OH

-

Cl

-

Equilibrio IónicoLos tres principales productores de iones en agua (electrolitos) son losácidos, las bases y las sales. 

Electrolitos Fuertes: Completamente disociados

Electrolitos Débiles: Parcialmente disociados EQUILIBRIO

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASESCONSTANTES DE IONIZACIÓN 

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

[HA]]O][H[AK    3a

-

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

• Ácidos Fuertes: EquilibrioKa grandes (1015) normalmente 102 - 109 

• Ácidos Débiles: Equilibrio

Ka bajos (10-60) normalmente 10-5 - 10-15 

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Fuerza de algunos ácidos comunes y sus bases conjugadas

HCl 107 -7 HCl H+  + Cl- Cl- HNO3 0.05 1.3 HNO3  H+  + NO3- NO3-

H2SO4  H2SO  2H+ + SO42-  SO42- 

H3PO4 7.5x10-3 2.1 H3PO4 3H+ + PO43- PO43-

HF 6.3x10-4  3.2 HF H+  + F- F-

CH3COOH 1.8x10-5  4.7 CH3COOH H+ + CH3COO- CH3COO- 

H2CO3  4.2x10-7  6.4 H2CO3  H+  + CO32-  CO32- 

HCN 5.0x10-7  6.3 HCN H+  + CN- CN- 

H2O 1.8x10-14  13.74 H2O H+  + OH-  OH- 

CH3CH2OH 10-16  16 CH3CH2OH H+ + CH3CH2O- CH3CH2O- 

Ácido Ka pKa disociación base conjugada 

Ka pKa

+-

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Equilibrio Iónico del agua

H2O (l)   H+ (ac)+ OH- (ac)

[H+] [OH-][H2O]

K =

K [H2O] = [H+][OH-]

Kw = [H+][OH-] Constante iónica del água. Det. x medidaselectroquímicas:

[H+] = [OH-] = 10-7 

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

  Producto iónico del agua

x log pH + pOH = 14

pH : Logaritmo negativo de laconcentración de iones hidrógeno:

pH = - log [H+]

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 Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7

[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH-]pH = 7

DISOLUCIÓN ÁCIDA

[H3O+] > [OH-]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH-]pH > 7

 pH

7ácida básica

14

1

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.CONSTANTES DE IONIZACIÓN

 

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferiro aceptar un protón.

Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.

HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq)[HA]

]O][H[AK    3a

-

Constante de acidez(de disociación, de ionización)

• Ácidos Fuertes: EquilibrioKa grandes (1015) normalmente 102 - 109 

• Ácidos Débiles: Equilibrio

Ka bajos (10-60) normalmente 10-5 - 10-15 

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[H+] pH [OH--] pOH

10-1

  1 10-13

  1310-3  3 10-11 1110-5  5 10-9  9

10-7  7 10-7  7

10-9

  9 10-5

  510-11  11 10-3  310-13  13 10-1  1

neutro

ác.

bás.

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

CUANDO: [H+] [OH-]

pH pOH

[H+] = [OH-]

10-14 

pH = 14 - pOH

[H+] < [OH-] pH > 7

[H+] > [OH-] pH < 7

pH : medida de acidez