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CLASE 3

CLASE 3. EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE (Bronsted-Lowry). Finales del siglo XIX : ARRHENIUS “1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H + y 1 base la que cede iones OH - ” 1923 BRÖNSTED-LOWRY “1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H + y 1 base es la que acepta iones H +.

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  1. CLASE 3

  2. EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE (Bronsted-Lowry) Finales del siglo XIX : ARRHENIUS “1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base la que cede iones OH-” 1923 BRÖNSTED-LOWRY “1 ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+ y 1 base es la que acepta iones H+ PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE • Es una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases que se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. • Base Conjugada de un ácido de Brönsted: especie que resulta cuando el ácido pierde 1 protón. • Ácido Conjugado de una base de Brönsted: resulta de la adición de 1 protón a una base de Brönsted. NH3 (ac) + H2O (l)  NH4+(ac) + OH- (ac) NH3 es una base de Brönsted-Lowry que al reaccionar con agua acepta 1 protón, produciéndose un Ion amonio y un hidróxido NH3 es la base y su ácido conjugado es el NH4+(dona 1 protón en rxn inversa) H2O es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el OH-

  3. CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ El ácido acético CH3COOH cede 1 protón al agua, produciéndose un Ion acetato y un ion hidronio CH3COOH es el ácido (donador de iones H+) y su base conjugada es el ion acetato H2O es la base y su ácido conjugado es el Ion H3O+(dona 1 protón en rxn inversa) Ejercicios: identifique los pares conjugados ácido-base NH3 (ac) + HF (ac)  NH4+(ac) + F- (ac) CN- + H2O  HCN + OH-

  4. PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA Y CONCEPTO DE pH El agua es un disolvente por excelencia. Esto se debe a que el agua puede actuar como ácido o como base. El agua se comporta como una base en rxns con ácidos como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como el NH3. La capacidad dual del agua es la que permite que se de un proceso conocido como autoionización, que es una rxn de las moléculas de agua con ellas mismas: H2O + H2O  OH- + H3O+ Pares conjugados ácido-base: 1) H2O (ácido) y OH- (base), y 2) H3O+ (ácido) y H2O (base) Es común escribir el equilibrio anterior simplemente como: Y su constante de equilibrio se escribe: Como la fracción de moléculas de agua que producen iones H+ y OH- es muy pequeña, significa que casi toda el agua presente permanece como moléculas de agua y esto permite suponer que la [H2O] NO cambia, por lo que suponemos que es una constante. H2O  OH- + H+ Keq = [H+][OH-] [H2O]

  5. Kw= Keq[H2O] = [H+][OH-] El valor de Kw a 25°C se determina experimentalmente y es 1x10-14(mol/L)2 Y como cada ion H+ que se produce se forma necesariamente un ion OH-, sus concentraciones son idénticas Esta concentración de iones es para el agua neutra y pura. Disolución ácida [H+]>[OH-] Disolución Básica [H+]<[OH-] Kw= [H+][OH-] = 1x10-14 [H+]=[OH-] = 1x10-7 Como el valor de Kw es cte. Es posible conocer la [OH-] para una [H+] dada y viceversa. Por ejemplo: la [OH-] = 1x10-5 mol/L [H+][OH-] = 1x10-14 [H+][1x10-5] = 1x10-14 [H+] = 1x10-9 mol/L Ejercicio: La concentración de iones OH- en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de amoniaco es de 0.0025M. Calcule la concentración de iones H+.

  6. Debido a que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas suelen ser cantidades muy pequeñas, es difícil trabajar con ellas. • Soren Sorensen propuso en 1909 una medida más práctica denominada pH. • El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno en mol/L. pH = -log [H+] o pH= -log [H3O+] [H+] = 1x10-9 mol/L pH = -log (1x10-9) pH=-(-9) pH = 9 Disoluciones ÁCIDAS: [H+] > 1x10-7M, pH<7.00 Disoluciones BÁSICAS: [H+] < 1x10-7M, pH>7.00 Disoluciones NEUTRAS: [H+] = 1x10-7M, pH=7.00 Para calcular la concentración del ion H+ a partir del pH se necesita [H+] = 10-pH

  7. Con el logaritmo negativo de la [OH-] de una disolución se obtiene una escala de pOH, analoga a la de pH: Si se nos pide calcular la concentración del ion OH-, con el valor de pOH podemos hacerlo: El pOH se puede relacionar con el pH a través de Kw Aplicando el logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos A partir de las definiciones del pH y del pOH, obtenemos pOH = -log [OH-] [OH-] = 10-pOH Kw= [H+][OH-]= 1x10-14 (-log[H+] + log [OH-]) = -log (1x10-14) -log[H+] - log [OH-] = 14 pH + pOH = 14 Ejercicios en Pizarron.

  8. ACTIVIDAD (QU= 575-577) Cual es el pH de una disolución [H+]= 0.025M Cual es la [H+] de una disolución pH=5.3? Tenemos una [H+]= 0.0016M. Calcular el pH y [OH-] Cual es la molaridad de [H+] en una disolución pH=2.3? Y cual es el valor de pOH? Cual es la molaridad de [OH-] en una disolución de pH=9.4? El HNO3 se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, etc. Calcular el pH de una disolución de HNO3, si [H+]= 0.76M El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33, calcular [H+]. La concentración de [OH-] de una muestra de sangre es de 2.5x10-7 M, cual es el pH?

  9. CONSTANTES DE EQUILIBRIO Ka y Kb Ka= [H+][A-] [HA] Ka= [H3O+][A-] [HA] El pH para diferentes ACIDOS que están a una misma concentración puede diferir debido a su capacidad de disociación, por lo que el pH NO es una medida útil al hablar de A. DEBILES ÁCIDOS DEBILES: se ionizan de forma limitada en el agua, y son la mayoría. El pH depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Ka). HF, CH3COOH, NH4+ HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ A-(ac) Es la constante de ionización de un ácido. Ka>1 HA se disocia mucho y será más fuerte Ka<1 HA se disocia poco y será más débil Ka= [H3O+][A-] [HA] CTE. ACIDEZ pOH = -log [OH-] pH = -log [H+] pKa= -log Ka

  10. ÁCIDOS FUERTES: se disocia completamente en el agua y el pH depende solamente de la concentración del ácido disuelto. HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4, etc.. HCl (ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ Cl-(ac) HNO3(ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ NO3-(ac) HClO4(ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ ClO4-(ac) H2SO4(ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ HSO4-(ac) HA (ac) + H2O(l)  H3O+(ac)+ A-(ac) Ka= indeterminada pH= depende solo de la cantidad de HA

  11. ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS • Estos ácidos pueden donar 2, 3 ó más protones. • Se ionizan por etapas • Se puede escribir 1 expresión de la constante de ionización para cada etapa • Deben utilizarse 2 o mas expresiones de la constante de equilibrio para calcular las concentraciones de las especies en la disolución del ácido. • La 1ra. Constante de ionización es mucho mayor que la segunda, y así sucesivamente. • La base conjugada de la 1ra etapa de ionización se convierte en el ácido de la 2da etapa de ionización “anfolitos” H2SO4 H+ + HSO4- disociación completa HSO4- H+ + SO4-2 no es completa la disociación Ka= 5x10-2 H2CO3 H+ + HCO3-Ka1= [H+][HCO3-]/[H2CO3-] HCO3- H+ + CO3-2 Ka2= [H+][CO3-2]/[HCO3-] H3PO4 H+ + H2PO4-Ka1= 6.3x10-3 H2PO4- H+ + HPO4-2 Ka2= 6.3x10-8 HPO4-2  H+ + PO4-3 Ka3= 5x 10-13

  12. BASES FUERTES: se ionizan completamente en el agua. Hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos. Kb es indefinida. B + H2O  BH+ + OH- NaOH(s) + H2O(l)  Na+(ac)+ OH-(ac) KOH(s) + H2O(l)  K+(ac)+ OH-(ac) Ba(OH)2(s) + H2O(l)  Ba+2(ac)+ 2OH-(ac) BASES DEBILES: si no se disocia la base al 100% es una base débil. Se ionizan de forma limitada en el agua y son la mayoría. El pH depende de la concentración y de la capacidad de disociación (Kb). HF, CH3COOH, NH3 B + H2O  BH+ + OH- Es la constante de ionización de una base. Kb>1 se disocia mucho y será más fuerte Kb<1 se disocia poco y será más débil Kb= [BH+][OH-] [B]

  13. Kb= [BH+][OH-] [B] pKb= -log Kb CTE. ACIDEZ Para un PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE Los valores de Ka y Kb tienen cierta relación. Esta relación quedará clara si realizamos el producto KaKb KaKb= [H3O+][A] x [BH][OH-] = [H+][OH-] = Kw [HA] [B] Kw= Ka Kb pKa + pKb = pKw = 14 “Entre más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada” Ka entonces Kb “Entre más fuerte sea una base mas débil será su ácido conjugado” Kb entonces Ka

  14. ACTIVIDAD (QU= 581-585) Calcular pKa y determinar cual de las bases es más fuerte a) Ac. Acético/acetato, CH3COOH/CH3COO- , Ka=1.78x10-5 b)Ac. Cianhidrico/cianuro, HCN/CN-, Ka=5x10-10 c) Ac. Fluorhídrico/Floruro, HF/F-, Ka=6.3x10-3 2. Conociendo pKa para los siguientes pares conjugados a-b, calcula Ka para elácido y el de la Kb de su base conjugada. a)amonio/amoniaco pKa=9.25 b)A. Hipocloroso/hipoclorito, pKa= 7.25 c) A. Fórmico/formiato, pKa= 3.8 3. Calcular el pH de una disolución 0.1M de Ac. Acetico (CH3COOH) que se disocia en acetato (CH3COO-) y H+, cuya constante de acidez es Ka= 1.78x 10-5 4. Calcular el pH de la misma reacción pero cuando solo sabemos que el pKa =3.8

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