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6. Equilibrios ácido-base I

6. Equilibrios ácido-base I. Contenidos. Equilibrios ácido-base I Ácidos y bases Producto iónico del agua. Disoluciones neutras, ácidas y básicas. Concepto de pH. Ácidos y bases fuertes y débiles: K a y K b . Grado de ionización. Ácidos polipróticos. Bibliografía recomendada.

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  1. 6. Equilibrios ácido-base I Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  2. Contenidos Equilibrios ácido-base I Ácidos y bases Producto iónico del agua. Disoluciones neutras, ácidas y básicas. Concepto de pH. Ácidos y bases fuertes y débiles: Ka y Kb. Grado de ionización. Ácidos polipróticos. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  3. Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). • Secciones 17.1, 17.2, 17.3, 17.4, 17.5, 17.6, 17.9 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  4. Ácidos y bases Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  5. Ácidos y bases • Teoría de Arrhenius: (punto de partida, superada) • Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua • Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua • ¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3? • “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.” • ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua! • Necesitamos otra teoría [Lectura: Petrucci 17.1] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  6. Ácidos y bases ácido base base ácido base ácido ácido base • Teoría de Brønsted y Lowry: (aceptada hoy para ácidos y bases en disolución acuosa) • Ácido: dador de protones • Base o álcali: aceptor de protones • Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones base ácido ácido base conjugados conjugados [Lectura: Petrucci 17.2] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  7. Ácidos y bases • Teoría de Lewis: (aceptada hoy para ácidos y bases en general) • Ácido: aceptor de pares de electrones • Base o álcali: dador de pares de electrones • Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones base de Lewis aducto ácido de Lewis [Lectura: Petrucci 17.9] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  8. Ácidos y bases en disolución Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  9. Equilibrio de autoionización. Producto iónico del agua base ácido ácido base débil débil fuerte fuerte Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base (Aunque no escribimos el subíndice eq, nos referirnos a concentraciones de equilibrio de aquí en adelante) Agua pura: a 25ºC: a 60ºC: Dsln. ácida Dsln. neutra Dsln. básica o alcalina [Lectura: Petrucci 17.3] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  10. pH, pOH y pK Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho menores que 1 M; p.ej: Def.: [Lectura: Petrucci 17.3] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  11. pH, pOH y pK Basicidad Acidez [Lectura: Petrucci 17.3] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  12. pH y pOH Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]? Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]? Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  13. Ácidos y bases fuertes Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha - puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas - el aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes (sólo la 1ª ionización) [Lectura: Petrucci 17.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  14. Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? 1 • los Cl- proceden de la ionización del ácido 2 ~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido 3 • los OH- proceden de la ionización del agua 4 3 • [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw [Lectura: Petrucci 17.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  15. Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución saturada de Ca(OH)2(ac). ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [Ca(OH)2: solubilidad a 25ºC 0,16 g/100 ml.] • los Ca2+ proceden de la ionización de la base disuelta 1 3 • los H3O+ proceden de la ionización del agua 2 ~ todo el OH-procede de la ionización del la base disuelta 1 • la concentración de base disuelta e ionizada es su solubilidad molar 3 • [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw 4 [Lectura: Petrucci 17.4] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  16. Ácidos y bases débiles Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  17. Ácidos y bases débiles Es necesario considerar su equilibrio de ionización Constante de ionización o de acidez del ácido HA - ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa) Constante de ionización o de basicidad de la base B - bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb) [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  18. Ácidos débiles Fuerza del ácido Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  19. Bases débiles Fuerza de la base Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  20. Ácidos débiles 1 1 2 2 Disolución HA(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución? • el HA se ioniza parcialmente; ¿es Ka suficientemente pequeña para que c0-x=c0? • los A- proceden de la ionización del ácido ~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido (Kw<<Ka) • los OH- proceden de la ionización del agua NO SI [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  21. Si que equivale a aproximar La aproximación se hace para calcular Para calcular la concentración de equilibrio de HA se puede usar Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  22. Bases débiles 1 2 1 2 Disolución B(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución? • la B se ioniza parcialmente; ¿es Kb suficientemente pequeña para que c0-x=c0? • los HB+ proceden de la ionización de la base ~ todo el OH- procede de la ionización de la base (Kw<<Kb) • los H3O+ proceden de la ionización del agua NO SI [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  23. Ácidos débiles Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,15 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4] SI [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  24. Ácidos débiles Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,00150 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4] NO [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  25. Ácidos débiles Ejemplo: El pH de una disolución HF(ac) 0,0015 M es 3,14. ¿Cuánto vale la constante de ionización del HF? Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  26. Bases débiles Ejemplo: Disolución piridina(ac) 0,0015 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y pH? [Piridina: Kb=1,5x10-9] SI Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  27. Bases débiles Ejemplo: El pH de una disolución de piridina(ac) 0,0015 M es 8,18 ¿Cuánto vale la constante de ionización de la piridina? no es necesario considerar si se desprecia frente a c0 o no Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  28. Grado de ionización (de un ácido o de una base débiles) Molaridad de ácido ionizado Grado de ionización = Molaridad de ácido inicial Ácido fuerte 1 0,5 Ácido débil 0 [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  29. Grado de ionización (de un ácido o de una base débiles) Ej.: ¿Cuál es el grado de ionización del HF(ac) 0,0015 M y del HF(ac) 0,15 M de los ejemplos de más atrás? HF(ac) 0,0015 M: HF(ac) 0,15 M: Ácido fuerte 1 0,5 Ácido débil 0 Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  30. Ácidos polipróticos Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  31. Ácidos polipróticos Ejemplo: H3PO4, con Ka1 >> Ka2 >> Ka3 1 2 3 4 [Lectura: Petrucci 17.6] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  32. Ácidos polipróticos Ejemplo: Disolución H3PO4(ac) 3.00 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? SI 1 2 3 4 1 2 3 4 [Lectura: Petrucci 17.6] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

  33. Ácidos polipróticos: El ácido sulfúrico H2SO4 1ª ionización: ácido fuerte; 2ª ionización: ácido débil Ejemplo: Disolución H2SO4(ac) 0,50 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y pH? [Ka2=1,1x10-2] [Lectura: Petrucci 17.6] Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I

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