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EQUILIBRIO ACIDO BASE

EQUILIBRIO ACIDO BASE. ÁCIDOS : Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H 2 . Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES : Tienen sabor amargo.

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EQUILIBRIO ACIDO BASE

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  1. EQUILIBRIO ACIDO BASE

  2. ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tienen sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos para la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. Características

  3. Definición de Arrhenius • Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. • Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.

  4. ACIDOpara Arrhenius esunasustanciaque produce H+ (H3O+) en agua. BASEpara Arrhenius esunasustanciaque produce OH- en agua

  5. Disociación • ÁCIDOS: HA (en disolución acuosa)  A– + H+ • Ejemplos: • HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+ • H2SO4(en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ • BASES: BOH(en disolución acuosa) B + + OH– • Ejemplo: • NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

  6. Neutralización • Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O • El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

  7. Teoría de Brönsted-Lowry. Un ácido Brønsted es un donador de protón Una base Brønsted es un aceptador de protón NH3 + H2O NH4+ + OH- base base ácido ácido base ácido ácidoconjugado base conjugada

  8. + H+ – H+ BASE CONJUGADA. (A–) BASE (B) ÁCIDO (HA) ÁCIDO CONJUGADO (HB+) – H+ + H+ Par ácido/base conjugado Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

  9. Ejemplo de par ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl(g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+(ácido conjugado)

  10. Un ácidofuerte genera una base conjugadadebil . Una base fuerte genera un ácido congujado débil

  11. Teoría de Lewis ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

  12. Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl–(ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado(H3O+). NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

  13. De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

  14. + H H O O [ ] + + - H H H O H O H H Propiedades ácido-base del agua H2O (l) H+(ac) + OH-(ac) autoionización del agua ácido conjugado base H2O + H2O H3O+ + OH- base conjugada ácido

  15. Equilibrio de ionización del agua del agua • La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociada en iones: 2 H2O (l)H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–Kc = —————H2O2 • Como H2Oes constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 Kw = H3O+· OH─ conocido como “producto iónico del agua”

  16. La constante del productoiónico(Kw) es el producto de lasconcentracionesmolares de los iones H+ y OH-a unatemperatura particular. A t= 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 La disoluciónes neutra [H+] = [OH-] ácida [H+] > [OH-] básica [H+] < [OH-]

  17. = [OH-] = 1 x 10-14 Kw 1.3 [H+] EJERCICIO ¿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 = 7.7 x 10-15M

  18. Escala de pH Como la concentración de los iones H + y OH – son números muy pequeños, se utiliza una escala logarítmica. Se define el pH de una disolución como el logaritmo negativo de la concentración molar del ión hidrógeno:

  19. El valor de dicho producto iónico del agua, a 25ºC es: KW = 10–14 M2 En el casodel agua pura: ———–H3O+= OH–=  10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: pH = -log H3O+ o Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7 pH = -log [H+]

  20. pH [H+] La disoluciónes A 250C [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 neutra [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 ácida [H+] > [OH-] básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7

  21. pH en sustancias comunes

  22. Concepto de pOH. pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00

  23. Ejemplo:El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [OH–]y el pOH a 25ºC? pH = – log [H3O+]= 12,6, de donde se deduce que: [H3O+= 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = [H3O+]· [OH–]= 10–14 entonces: KW 10–14[OH–] = ——— = —————— = 0,04 M[H3O+] 2,5 · 10–13 pOH = – log [OH–]= – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

  24. EJERCICIOS 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+] = 10-4.82 = 1.5 x 10-5M [H+] = 10-pH

  25. EJERCICIOS 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

  26.  Ejercicio: Una disolución de ácido clorhídrico tiene una densidad de 1,16 g/mL y una concentración del 32,0 % en masa.a) Calcule su concentración expresada en mol/L b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) 32,0 g HCl/35,5 g/mol x molM = ——————————— = ———— 100 g solución/1,16 g/mL 1000 mL Molaridad = 10,17 mol/L b) pH = –log H3O+= –log ( 10,17 · 10–3 M) = 2,00

  27. Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados • Ejemplos: HCl(ac) Cl– + H+ NaOH(ac) Na+ + OH– Electrolitos débiles: ( ) Están disociados parcialmente • Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+ NH3(ac)+ H2O NH4+ + OH–

  28. Ácido fuerte                 Ácido débil                [A–] [H+] [HA] [HA] [HA] [A–] [H+] Electrolitos fuertes y débiles

  29. Ejemplo:Justifica por qué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH–a la disolución: • NaOH(ac) Na+ + OH– por lo que HCO3–+ OH– CO32– + H2O en este caso, el ión HCO3–actúa como ácido. El HClproporciona H+a la disolución: • HCl(ac) H+ + Cl– por lo que HCO3–+ H+ H2CO3(CO2+ H2O) En este caso, el ión HCO3– actúa como base.

  30. Fuerza de ácidos En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O A– + H3O+ [A–]·[H3O+][A–]·[H3O+]Kc = ——————  Kc·[H2O]= ———— = Ka[HA ]·[H2O][HA] Ka= Constante de disociación (K acidez)

  31. HA (ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A-(ac) HA (ac) H+(ac) + A-(ac) Ka es la constante de acidez o disociación del ácido

  32. Según el valor de Ka hablaremos 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 Si la concentración molar del ácidoesmenorque 10-6M,entonces la autoionización del aguadebe ser tomada en cuentapara el calculo del pH .

  33. Ácido débil Ácido fuerte

  34. HNO3(ac) + H2O (l) H3O+(ac) + NO3-(ac) EJERCICIO ¿Cuáles el pH de unadisolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3es un ácidofuerte: 100% disociación. Inicial 0.0 M 0.0 M 0.002 M 0.0 M 0.002 M 0.002 M Final pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

  35. Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) EJERCICIO ¿Cuáles el pH de unadisolución 1.8 x 10-2 MBa(OH)2? Ba(OH)2es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.0 M 0.0 M 0.018 M 0.0 M 0.018 M 0.036 M Final pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

  36. Ejercicio: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno contiene 15 mL de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿A qué volumen se deberá diluir la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Ka(ácido etanoico) = 1,8 · 10-5 a) HA + H2O H3O+ + A─ (Para ácido etanoico) [A– ·[H3O+] x2Ka= ——————= ———— = 1,8 · 10-5[HA]0,05 - x X = 9,48 · 10-4 M pH = 3,02

  37. b) n (H3O+) en HCl= V · Molaridad = 0,015 L · 0,05 M = 7,5 · 10-4 mol. Para que el pH sea 3,02 [H3O+] = 10-3,02 M= 9,5 · 10-4 Mque será también la [HCl] inicial ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberá estar disuelto es: V = n/Molaridad = 7,5 · 10-4 mol/9,5 · 10-4 mol/L = 0,789 L Luego habrá que diluir hasta 789mL

  38. HF (ac) H+(ac)+ F-(ac) = 7.1 x 10-4 = 7.1 x 10-4 = 7.1 x 10-4 [H+][F-] x2 x2 Ka Ka = Ka = 0.50 - x 0.50 [HF] HF (ac) H+(ac) + F-(ac) EJERCICIO : ¿Cuáles el pH de unadisolución 0.5M HF(a 250C)? Inicial (M) 0.50 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) 0.50 - x x x Ka << 1 0.50 – x 0.50 x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72 [H+] = [F-] = 0.019 M [HF] = 0.50 – x = 0.48 M 15.5

  39. 0.019 M x 100% = 3.8% 0.50 M ¿Cuándo puedo usar la aproximación? Ka << 1 0.50 – x 0.50 Cuando x esmenorque 5% del valor del cual se resta. Menorque 5% Aproximaciónválida. x = 0.019

  40. = 7.1 x 10-4 0.006 M x2 x 100% = 12% 0.05 M Ka 0.05 HF (ac) H+(ac) + F-(ac) ¿Cuáles el pH de unadisolución 0.05M HF(a 250C)? Inicial (M) 0.50 0.00 0.00 Cambio (M) -x +x +x Equilibrio (M) 0.50 - x x x x = 0.006 M Másque 5% Aproximación. no válida. Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva.

  41. Concentración de H+ en el equilibrio x 100% x 100% % ionización = Concentración Inicial del ácido [H+] [HA]0 % ionización= Para un ácidomonoprótico HA [HA]0 = ConcentraciónInicial Ácido fuerte % de Ionización Ácido débil Concentración inicial del ácido

  42. Cómo resolver los problemas de ionización de ácidos débiles: Usando Ka, podemos calcular la concentración de H+ y pH. a)Escribir la ecuación química balanceada. b)Escribir la expresión de equilibrio. Encontrar el valor de Ka. c)Escribir la concentración inicial menos la concentración desconocida representada por x. d) Sustituir en la expresión de la constante de equilibrio y hacer las aproximaciones posibles. Las aproximaciones se pueden hacer solo si Ka <<1 y la ionización es menor que un 5 %. Resolver x e) Calcular si el porcentaje de disociacion es menor 5% de la concentración inicial. Si es así, calcular el pH. f) Si la disociación es mayor 5% resolver la ecuación cuadrática. Calcular el pH

  43. = 5.7 x 10-4 = 5.7 x 10-4 0.0083 M x2 x2 x 100% = 6.8% 0.122 M Ka Ka = 0.122 - x 0.122 HA (ac) H+(ac) + A-(ac) EJERCICIO ¿Cuáles el pH de un ácidomonoprótico 0.122McuyaKaes 5.7 x 10-4? Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x Equilibrio(M) 0.122 - x x x Ka << 1 0.122 – x 0.122 x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M Másque 5% Aproximaciónno válida

  44. -b ± b2 – 4ac = 5.7 x 10-4 x = 2a x2 Ka = 0.122 - x HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x Equilibrio(M) 0.122 - x x x x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 ax2 + bx + c =0 x = 0.0081 x = - 0.0081 pH = -log[H+] =< 2.09 [H+] = x = 0.0081 M

  45. Ácidos polipróticos • Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. • Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocien: H2CO3+ H2OHCO3– + H3O+ HCO3– + H2OCO32– + H3O+ [HCO3– · [H3O+[CO32–· [H3O+ Ka1 = ——————— Ka2 = —————— [H2CO3 [HCO3  Ka1 = 4,5 · 10–7 Ka2 = 5,7· 10–11 Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

  46. Ejemplo:Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 ·10–3, Ka2 = 6,2 ·10–8 y Ka3 = 2,2 ·10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4 0,08M. Equilibrio 1: H3PO4   + H2O H2PO4–  +  H3O+ inicio (mol/L):    0,08                      0             0 Cambio - x x x Equilibrio (mol/L):  0,08 – x                  x            x [H2PO4– ]· [H3O+] x2Ka1 = ———————— = ——— = 7,5 · 10-3[H3PO4] 0,08 - x  x = 0,021 [H2PO4– ]= [H3O+]=0,021 M

  47. Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO42– +  H3O+ Inicio (mol/L):    0,021                    0           0,021Cambio -y +y +y Equilibrio (mol/L):  0,021 – y                y        0,021 + y [HPO4–2]· [H3O+]y (0,021+y)Ka2 = ———————— = —————— = 6,2 · 10-8 [H2PO4–] 0,021-y  y = 6,2 · 10–8 M = [HPO4–2]

  48. Equilibrio 3: HPO42–  + H2O   PO43– +  H3O+Inicio (mol/L):  6,2 · 10–8          0          0,021 Cambio -z +z +z Equilibrio (mol/L): 6,2 · 10–8– z           z        0,021 + z [PO4–3]· [H3O+] z (0,021+z) Ka2 = ———————— = —————— = 2,2 · 10-13 [HPO4–2]6,2 x 10–8– z  z = 6,5 · 10–19 M = [PO4–3]

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