Acidez y basicidad PH Equilibrio ácido- base

Transcripción

1 Acidez y basicidad PH Equilibrio ácido- base

2 Concepto de ácido - base según Arrhenius A través del tiempo, los químicos han buscado relacionar las propiedades de los ácidos y las bases con sus composiciones y estructuras moleculares. Para 1830 ya era evidente que todos los ácidos contienen hidrógeno, pero no todas las sustancias que contienen hidrógeno son ácidos. Durante la década de 1880, el químico sueco Svante Arrhenius ( ) vinculó el comportamiento ácido con la presencia de iones H+ y el comportamiento básico con la presencia de iones OHen disoluciones acuosas.

3 Concepto de ácido - base según Arrhenius Un ácido es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones H +. Una base es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones OH - El concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases, aunque es útil, tiene limitaciones. Una de ellas es que está restringido a las disoluciones acuosas y hoy es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base.

4 ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY En 1923 el químico danés Johannes Bronsted ( ) y el químico inglés Thomas Lowry ( ) propusieron de forma independiente una definición más general de los ácidos y las bases. Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de iones H + de una sustancia a otra Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra. Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.

5 ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio, podría volver a tomarlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado: El ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido - base conjugado, (al igual que el Ácido2 y la base2).

6 ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED- LOWRY El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácido conjugado H 3 O + (ácido 2) Ionización del cloruro de hidrógeno en agua para formar H+(ac). Un ion H+ es sólo un protón que interactúa intensamente con pares de electrones no enlazantes de moléculas de agua para formar iones hidrógeno hidratados Por ejemplo, la interacción de un protón con una molécula de agua forma el ion hidronio, H 3 O+ (ac)

7 ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED- LOWRY La molécula de HCl transfiere un ion H+ (un protón) a una molécula de agua, para formar iones hidronio y cloruro El HCl actúa como un ácido de Bronsted-Lowry (dona un protón al H 2 O) y el H 2 O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl) En cualquier equilibrio ácido-base En la reacción directa el HX le dona un protón al H 2 O, por lo tanto, el HX es el ácido y el H 2 O es la base de. En la reacción inversa el ion H 3 O + le dona un protón al ion X-, por lo que el H 3 O + es el ácido y el X- es la base.

8 ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED- LOWRY Algunas sustancias pueden actuar como un ácido en una reacción y como una base en otra. Por ejemplo, el H 2 O es una base cuando reacciona con HCl y un ácido cuando reacciona con NH 3. Una sustancia que es capaz de actuar como un ácido o como una base se conoce como anfótera. Una sustancia anfótera actúa como una base cuando se combina con algo más fuertemente ácido que ella, y como un ácido cuando se combina con algo más fuertemente básico que ella.

9 Constantes de acidez y basicidad que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

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11 Constantes de acidez y basicidad que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua. De las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base conjugada será muy fuerte Un ácido fuerte transfiere por completo sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en la disolución. Su base conjugada tiene una tendencia insignificante a protonarse (a extraer protones) en una disolución acuosa. Un ácido débil sólo se disocia parcialmente en disolución acuosa y por lo tanto existe en la disolución como una mezcla de moléculas de ácido y sus iones que lo forman. La base conjugada de un ácido débil muestra una ligera capacidad de eliminar protones del agua {la base conjugada de un ácido débil es una base débil).

12 Ácidos fuertes La disociación del HCl en disolución acuosa diluida se produce prácticamente por completo. Por el contrario, la autodisociadón del agua se produce únicamente en una extensión muy pequeña. Como resultado se puede deducir que al calcular [H 3 O + ] en una disolución acuosa de un ácido fuerte, la única fuente significativa de [H 3 O + ] es el ácido fuerte. La contribución de la auto disociación del agua puede despreciarse a menos que la disolución sea extremadamente diluida

13 Ácidos fuertes Los siete ácidos fuertes más comunes incluyen seis ácidos monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 3 y HCIO 4 y un ácido diprótico (H 2 SO 4 ). El ácido nítrico (HNO 3 ) ejemplifica el comportamiento de los ácidos fuertes monopróticos por tanto una disolución acuosa de HNO 3 consiste por completo en iones [H 3 O + ] y NO 3-. No utilizamos flechas de equilibrio porque la reacción está desplazada por completo hacia la derecha, el lado con los iones

14 Ácidos fuertes Indistintamente [H 3 O + ] y H + para representar al protón hidratado en agua. De este modo, con frecuencia simplificamos las ecuaciones de las reacciones de ionización de ácidos de la siguiente forma:

15 Bases fuertes Las bases fuertes habituales son hidróxidos iónicos. Cuando estas bases se disuelven en agua, las moléculas de H 2 O separan los cationes y aniones (OH-) de la base. Como la autodisociación del agua se produce en una extensión muy limitada, es una fuente despreciable de iones OH-. Esto significa que al calcular [OH-] en una disolución acuosa de una base fuerte, la base fuerte es la única fuente importante de OH-, a menos que la disolución sea extremadamente diluida. Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la disolución no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la reacción es fácil calcular la concentración de iones [H 3 O + ] (o de OH-) y a partir de ahí su ph.

16 ÁCIDOS DÉBILES La mayoría de las sustancias acidas son ácidos débiles y por lo tanto sólo se ionizan parcialmente en disoluciones acuosas. Podemos utilizar la constante de equilibrio de la reacción de ionización para expresar el grado de ionización de un ácido débil. Si representamos un ácido débil general como HA, podemos escribir la ecuación de su reacción de ionización en cualquiera de las siguientes formas, dependiendo de si la hidratado es [H 3 O + ] o H+ representación del protón

17 ÁCIDOS DÉBILES Como el H 2 O es el disolvente, se omite de la expresión de la constante de equilibrio. El subíndice a en Ka indica que es una constante de equilibrio para la ionización de un ácido, por lo que se conoce como la constante de disociación ácida. La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua: entre más grande es el valor de Ka, más fuerte es el ácido

18 BASES DÉBILES Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua. Las bases débiles reaccionan con agua, extrayendo protones del H 2 O y por consiguiente, formando el ácido conjugado de la base y los iones OH - La Constante Kb siempre se refiere al equilibrio en el que una base reacciona con el H 2 O para formar el ácido conjugado correspondiente y OH -. La constante Kb se conoce como la constante de disociación básica

19 ACIDOS Y BASES DÉBILES Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular la concentración de iones H 3 O + (o de OH - ) teniendo en cuenta que se trata de un equilibrio que viene determinado por su constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).

20 Auto ionización del agua Según Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo: En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

21 LA ESCALA DE ph Una forma más conveniente de describir las concentraciones de los iones hidronio e hidróxido fue propuesta en 1909, por el bioquímico Sorensen, quién propuso el término ph para indicar el «potencial del ion hidrógeno». La concentración molar de H+ en una disolución acuosa es por lo general muy pequeña. Por lo tanto, por conveniencia expresaremos [H+] en términos del ph, el cual es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]

22 LA ESCALA DE ph El ph, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias La escala del ph va desde 0 hasta 14

23 LA ESCALA DE ph

24 Calculo de ph Es necesario conocer [H+] en la solución. Ácidos fuertes HA H + + A - [H + ]= [A - ] =C HA Ejemplo: HClO 4 0,040 M [H + ] = 0,040 Bases fuertes MOH M + + OH - [OH - ] = C MOH M(OH) 2 M + + OH - [OH - ] = 2 CM(OH)2

25 El poh El logaritmo negativo también es una forma conveniente de expresar las magnitudes de cantidades pequeñas. Utilizamos la convención de que el logaritmo negativo de una cantidad se indica como "p " (cantidad). Entonces, podemos expresar la concentración de OH- como poh:

26 Ejercicios 1. Calcule la concentración de H + (ac) en: a). Una disolución en la que [OH - ] es 0,010 M b). Una disolución en la que [OH - ] es 1, M. 2. Calcule los valores de ph para las dos disoluciones del ejercicio anterior. 3. Una muestra de jugo de manzana recién preparado tiene un ph de 3,76, calcule [H + ] 4. Cual es el ph de una disolución 0,040 M de HClO 4? 5. Cual es el ph de a). Una disolución de NaOH 0,028 M b). Una disolución de Ca(OH) 2 0,0011 M Recordar:

27 Calcular el valor de Ka de un ácido débil o el ph de sus disoluciones Un técnico de laboratorio preparo una disolución 0,1M de acido fórmico (HCOOH) y midió su ph. Determino que el ph es de 2,38. Calcule Ka para el acido fórmico.

28 Calcular el valor de Ka de un ácido débil o el ph de sus disoluciones

29 Uso de Ka para calcular el ph Calcule el ph de una disolución de HCN 0.20 M, con Ka= 4,9x10-10 Se organiza la concentración de las especies involucradas en el equilibrio donde x=[h+]

30 Uso de Ka para calcular el ph