Características ÁCIDOS: BASES:

Transcripción

1 ÁCIDOS Y BASES

2 Características 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: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

3 1.- Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de disociació ió ica. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH.

4 Disociación ÁCIDOS: HA (en disolución acuosa) H+ +A Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) H + + Cl H 2 SO 4 (en disolución acuosa) 2 H + + SO 4 2 BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na + + OH

5 Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH H 2 O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl H 2 O + NaCl (Na + + Cl )

6 2.- Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: usta cia ue e disolució cede H +. BASES: usta cia ue e disolució acepta H +.

7 Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). Cuando un ácido pierde H + se convierte en su base conjugada cuando una base captura H + se co vie te e su ácido conjugado. H + ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A ) + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) + H + H +

8 Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl (ac) En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl (base conjugada) Disociación de una base: NH 3 (g) + H 2 O (l) NH OH En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al NH 3 que se transforma en NH 4 + (ácido conjugado)

9 3.- Teoría de Lewis ÁCIDOS: usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de aceptar un par de electrones y fo a u e lace covale te coo di ado. BASES: usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de aportar un par de electrones para fo a u e lace covale te coo di ado.

10 Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (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 H 2 O formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ). NH 3 (g) + H 2 O (l) NH OH En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH 4+ ).

11 Teoría de Lewis Así, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl 3 pueden actuar como ácidos: AlCl 3 + :NH 3 Cl 3 Al:NH 3 Cl H Cl H Cl Al + : N H Cl Al N H Cl H Cl H

12 Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H 2 O (l) H 3 O + (ac) + OH (ac) H 3 O + OH K c = H 2 O 2 Como H 2 O es constante por tratarse de un líquido puro, llamaremos K w = K c H 2 O 2 K HO OH - w [ 3 ] [ ] co ocido co o producto iónico del agua

13 Escala de ph

14 Concepto de ph. El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = M 2 En el caso del agua pura: H3 O + = OH = M 2 = 10 7 M Se denomina ph a: ph log [H O ] Y para el caso de agua pura, como H 3 O + =10 7 M: ph = log 10 7 = 7 3

15 Tipos de disoluciones Ácidas: H 3 O + > 10 7 M ph < 7 Básicas: H 3 O + < 10 7 M ph > 7 Neutras: H 3 O + = 10 7 M ph = 7 En todos los casos: K w = H 3 O + OH luego si H 3 O + aumenta (disociación de un ácido), entonces OH debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo M 2

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17 Fuerza de ácidos Según el valor de K a hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si K a > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si K a < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH 3 COOH) es un ácido débil ya que su K a = 1, M

18 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H +. Por ejemplo el H 2 CO 3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie: H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + HCO 3 + H 2 O CO H 3 O + HCO 3 H 3 O + CO 2 3 H 3 O + K a1 = K a2 = H 2 CO 3 HCO 3 K a1 = 4, M K a2 = 5, M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

19 Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas ( H 2 O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H 2 O BH + + OH BH + x OH BH + x OH K c = K c x H 2 O = B x H 2 O B [ BH ] [ OH ] KC [ HO 2 ] [] B K b (K basicidad)

20 Fuerza de ácidos y bases (pk) Al igual que el ph se denomina pk a: pk a = log K a ; pk b = log K b Cuanto mayor es el valor de K a o K b mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pk a o pk b menor es la fuerza del ácido o de la base.

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22 Ejemplo: Determinar el ph y el poh de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1, M Equilibrio: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 x x x NH 4+ x OH x 2 K b = = = 1,8 x 10 5 M NH 3 0,2 x De donde se deduce que x = OH = 1,9 x 10 3 M poh = log OH = log 1,9 x 10 3 = 2,72 ph = 14 poh = 14 2,72 = 11,28

23 Calcule el ph de una disolución 0,5 M de HF (K a =7, ). HF (ac) H + (ac) + F- (ac) En equilibrio existen: HF, H + y F - HF (ac) H + (ac) + F- (ac) Inicio (M) 0,5 0 0 Equilibrio(M) 0,5-x x x K a = (x)(x) / (0,5 x) = x 2 / (0,5 x) Aproximación del cálculo: A veces la ecuación de 2º grado se puede simplificar. Cuando la K a es suficientemente pequeña, x es despreciable frente a C o : 0,5-x 0,5 Ka = x 2 / (0,5 x) x 2 / (0,5) X = 1, M, ph = 1,72.

24 En general la aproximación es justificada si: C 0 / K > 400 [HA] 0 /K a > 400 Para el ejemplo anterior: [HA] inic /Ka = 0,5 / 7, = 704 > 400 se puede apro i ar

25 Si la concentración inicial de HF es 0,05 M, esta aproximación es valida?. [HA] inic /K a = 0,05/7, = 70,4 < 400 No se justifica, por lo tanto hay que resolver la ecuación de 2º grado. HF (ac) H + (ac) + F- (ac) Inicio (M) 0, Equilibrio(M) 0,05-x x x K a = x 2 / (0,05 x) x 2 + 7, x -3, = O x 1 = 5, M y x 2 = -6, M (físicamente imposible). x = [H + ] = 5, M ph= 2,25

26 PARA LAS BASES: Calcule el ph de una disolución 0,01 M de NH 3 (K b = 1,8x10-5 ). NH 3 (ac)+ H 2 O NH 4+ (ac) + Equilibrio 0,01 x x x K b = [NH 4+ ][OH - ] / [NH 3 ] K b = X 2 / (0,01 X) OH - (ac) Aproximación?: C b /K b = 0,01/1,8x10-5 = 555,6 > 400 (es posible) K b X 2 / (0,01) X = [OH] = (1, ,01) = 4, M; poh = 3,37 ph = 14-3,37 ph = 10,63.

27 EJERCICIOS: 1-Calcular el ph de la disolución obtenida al diluir 10 ml de una disolución de hidróxido sódico 2 M con agua, hasta un volumen final de 250 ml. R: Calcule el ph de 50 ml de amoniaco M. Kb= 1, R:11, Se desea saber el ph aproximado de una disolución acuosa de amoniaco, 0,150 M si la constante de ionización del NH3 es 1,75 x 10-5 R:11, Se forma una disolución adicionando 50 ml de agua destilada a 150 ml de una disolución 0,1 M de amoniaco. Calcular el ph de la nueva disolución. DATOS: Kb NH3 = 1,8 x R:11,07

28 TAREA: Qué es el porcentaje de ionización? Cómo se calcula?