Equilibrios Iónicos. Electrolitos y no-electrolitos Electrolitos fuertes y débiles Acidos y bases Autoionización del agua ph, poh

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Tomás Cordero Soler
hace 8 años
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1 Equilibrios Iónicos Electrolitos y no-electrolitos Electrolitos fuertes y débiles Acidos y bases Autoionización del agua ph, poh

2 Electrolitos y no electrolitos Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcial o totalmente en iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica. Ej: las sales, los ácidos y los hidróxido. Un no-electrolito es una sustancia que no se disocia en solución acuosa, y por lo tanto no conduce la corriente eléctrica. Ej: sacarosa, urea, glucosa.

3 Electrolitos fuertes y débiles Un electrolito fuerte es una sustancia que en solución acuosa se disocia totalmente en iones Ej: las sales, algunos ácidos e hidróxidos (NaCl, HCl, NaOH). Un electrolito débil es una sustancia que en solución acuosa se disocia parcialmente en iones (existe un equilibrio entre la especie sin disociar y sus iones). Ej: la mayoría de los ácidos y bases orgánicas.

4 Ácidos y Bases. Criterio de Arrhenius Ácidos: sustancias que aumentan la [H + ] en solución acuosa. Ej: HCl H + + Cl - Bases: sustancias que aumentan la [OH - ] en solución acuosa. Ej: NaOH Na + + OH - PROBLEMA: hay sustancias que se comportan como bases (reaccionan con ácidos) y no tienen OH - en su molécula.

5 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry Un ácido es una especie química que dona H + y una base es una especie química que acepta H +. Las bases de Brønsted-Lowry no necesitan contener OH -. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - NaOH + H 2 O Na + (H 2 O) + OH - NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - El agua es anfótera: puede actuar como ácido o como base.

6 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry HA + H 2 O H 3 O + + A - HA + B BH + + A - Par ácido-base conjugado Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1 Par ácido-base conjugado

7 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry Fuerza relativa de ácidos y bases Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada. H + es el ácido más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa. OH - es la base más fuerte que existe en equilibrio en solución acuosa.

8 Autoionización del H 2 O. Producto iónico En agua pura, se establece el siguiente equilibrio: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - a 25 C K c w = K K c c = [H [H3O [H 2 [H O 3 O] ][OH ] 2 = 3 O] + - ][OH ] 2 [H O ][OH ] = 1,

9 Escala de ph y poh ph = -log[h + ] = -log[h 3 O + ] poh = -log[oh - ] En agua pura a 25 C: [H + ]= [OH - ] = 1, M ph = poh = 7,00 En soluciones ácidas: [H + ] > 1, , ph < 7,00. En soluciones básicas: [H + ] < 1, , ph > 7,00.

10 La escala de ph

11 Otras escalas p En general, para un número X: px = log X Por ej: pk w = -log K w. K pk w w = [H O 3 + = log [H O log[h O - ][OH ] = 1,0 10 ( + - ][OH ]) = 14,00 - ] log[oh ] = 14,00 ph + poh = 14,00

12 Escala de ph: Indicadores

13 Ácidos Fuertes Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: AH A - + H + HNO 3 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NO 3- (aq) HNO 3 (aq) H + (aq) + NO 3- (aq) HCl HClO 3 HBr HClO 4 HI H 2 SO 4 HNO 3

14 Bases Fuertes Son electrolitos fuertes, totalmente ionizados en solución: La mayoría de los hidróxidos iónicos son bases fuertes (p.ej. NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 Mg(OH) 2,Ba(OH) 2 Bases muy fuertes que no contienen OH - : O 2- (aq) + H 2 O(l) 2OH - (aq) H - (aq) + H 2 O(l) H 2 (g) + OH - (aq) N 3- (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + 3OH - (aq)

15 Ácidos débiles Parcialmente ionizados en solución. HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A - (aq) K a = [H O ][A [HA] 3 + HA(aq) H + (aq) + A - (aq) - ] K a = + [H ][A [HA] - ] A > K a más fuerte es el ácido

16 Ácidos débiles

17 Ácidos débiles. Grado de disociación α = - [A ] [HA] 0 A mayor α, más fuerte es el ácido. α disminuye a medida que aumenta la concentración inicial del ácido. Ej: AcH 0,05 M α= 2,0 % AcH 0,15 M α= 1,0 %

18 Ácidos débiles. Ácidos polipróticos Tienen más de un protón ionizable. La disociación se realiza en pasos: H 2 SO 3 (aq) H + (aq) + HSO 3 - (aq) HSO 3 - (aq) H + (aq) + SO 3 2- (aq) K a1 = 1.7 x 10-2 K a2 = 6.4 x 10-8 La remoción del primer protón es siempre más fácil que la de los restantes. K a1 > K a2 > K a3 La mayor parte de la [H + ] en equilibrio corresponde a la primera ionización del ácido. (K a1 ).

19 Ácidos débiles polipróticos

20 Bases débiles Existe un equilibrio en la base y el ácido conjugado: NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b = + - [ NH ][OH ] 5 4 = 1,8 10 [NH ] 3 ClO - (aq) + H 2 O(l) HClO(aq) + OH - (aq) K b = 3,3 10 7

21 Bases débiles

22 Relación entre K a y K b NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) K b = + - [NH4 ][OH ] [NH ] 3 NH + 4 (aq) + H 2 O NH 3(aq) + H 3 O + [NH3][H3O K a = + [NH ] Para un par ácido-base conjugado: K a K b = K w Por lo tanto, cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada, y viceversa. 4 + ]

23 Propiedades ácido-base y estructura química mica. Factores que afectan la fuerza del ácido H-X: HX H + + X - Polaridad del enlace. (> Polaridad > acidez). Energía de disociación del enlace. (> Energía < acidez). Estabilidad de la base conjugada, X -. (> estabilidad > acidez).

24 Fuerza de Ácidos Binarios

25 Oxiácidos Estructura general: Y-O-H. La fuerza del ácido depende de Y y de los átomos unidos a él. Si Y fuera un metal: no sería un oxiácido sino un hidróxido. Si la electronegatividad de Y es intermedia o alta, se trataría de un ácido débil. A mayor número de átomos de O unidos a Y, mayor polaridad del enlace O-H mayor acidez. A igualdad de número de átomos de O, a mayor electronegatividad de Y, mayor acidez. HOCl HClO 2 HClO 3 HClO 4

26 Estructura Oxiácidos

27 Ácidos Carboxílicos Ácidos orgánicos que contienen el grupo funcional carboxilo: COOH R O C OH R O C O + H + O O R C O R C O

28 Ácidos y bases de Lewis Un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de H +. Desde el punto de vista electrónico: un ácido de B-L es un aceptor de pares de electrones. Ácido de Lewis: es un aceptor de pares de electrones. Base de Lewis: es un donante de pares de electrones. H + + :NH 3 [ H:NH 3 ] + BF 3 + :NH 3 F 3 B:NH 3

29 Ácidos y bases de Lewis Los metales de transición son generalmente ácidos de Lewis. Los ácido de Lewis deben tener un orbital vacío para alojar los electrones que van a captar.

30 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry

31 Propiedades ácido-base de soluciones salinas. Prácticamente todas las sales son electrolitos fuertes: totalmente disociadas en sus iones en solución. Los iones provenientes de ácidos o bases fuertes no reaccionan con el agua: soluciones neutras. Ej: NaCl, Ca(NO 3 ) 2 Los iones provenientes de ácidos o bases débiles reaccionan con el agua: soluciones ácidas, neutras o alcalinas. Hidrólisis: es la reacción de un ión, proveniente de un ácido o de una base débil, con el agua. La reacción provoca la formación de H + u OH -.

32 Propiedades ácido-base de soluciones salinas. Soluciones de sales derivadas de: Ácido fuerte + Base fuerte: Neutro NaCl Na + + Cl - Ácido débil + Base fuerte: Básico NaOCl Na + + ClO - ClO - + H 2 O HClO + OH - Ácido fuerte + Base débil: Ácido NH 4 Cl NH 4+ + Cl - NH 4+ + H 2 O NH 4 OH + H + Ácido débil + Base débil: Ácido, Básico o Neutro, dependiendo de las constantes de equilibrio

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