Ácidos y Bases clases..........................

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1. Ácidos y Bases 2018-2019

2. BRONSTED - LOWRY . ARRHENIUS

3. Un ácido produce iones hidrógeno (H + ) Ácidos y bases de Arrhenius HCl + NaOH → NaCl + H 2 O Producen una sal. Una base produce iones hidroxilo (OH - ) Cuando una substancia en agua se disocia: HCl + H 2 O → H + + Cl - NaOH + H 2 O → Na + + OH -

4. TEORÍA DE BRONSTED - LOWRY Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar un protón hidr ó geno (H + ) HCl → H + + Cl - Una base es una sustancia que en solución es capaz de captar un protón hidr ó geno (H + ) NH 3 + H + → NH 4 +

5. Par conjugado Acidos : HA + H 2 O ↔ H 3 O + + A - Ácido 1 Base 2 Acido 2 B ase 1 conjugado conjugada Elácido pierde un protón Adición de un protón a una base A - + H 2 O ↔ HA + OH - Base Ácido Ácido Base 1 conjugado conjugada Bases :

6. Ejemplo Ácido acético + agua ⇌ El ion acetato es la base conjugada del ácido acético ; y el ion hidronio es el ácido conjugado de la base

7. TEORÍA DE LEWIS Ácido : es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios pares de electrones. Base : es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares de electrones

8. EJEMPLO 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 4 + + 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 + ) .

9. LEWIS De esta manera, 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

10. Amoníaco como base

11. Ejercicio : Identifique los pares conjugados ácido – base en la reacción entre el amoníaco y el ácido fluorhídrico en disolución acuosa . El NH3 tiene un átomo de H menos y una carga positiva menos que el NH4. El F tiene un átomo de H menos y una carga negativa mas que el HF. Los pares conjugados ácido – base son: 1.- NH 4 + y NH 3 2.- HF y F -.

12. Propiedades ácido -base del agua Actúa como ácido o cómo base. Es un electrolito muy débil , pero experimenta una ligera ionización . H 2 O (l) == H + (ac) + OH (ac ) A esta reacción se la conoce como autoionización del agua , y se expresa como sigue :

13. Constantes de equilibrio 2018-2019

14. El agua puede actuar como ácido o como base: una molécula H2O actúa como base y gana un protón H+ y se convierte en H3O+; la otra molécula H2O actúa como ácido y pierde un protón H+ para convertirse en OH-

15. IONIZACIÓN DEL AGUA 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, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 conocido como “producto iónico del agua »

16. Experimentalmente se sabe que Kc = 1,82 * 10 -16 , a 25oC La concentración del agua pura Sin disociar es mucho mayor que la disociada , que se la considera constante y de valor: [H2O] = {1000 g/l}/ 18 g/ mol = 55,55 mol /l Con esta condición el producto de las [ ] de iones hidronio H3O e hidroxilo OH es : (H3O + ) * OH - = Kc * 55,55 = 1,82 * 10- 16 * 55,55 = Kw = 1,00 * 10 -14 M 2 , a 25oC.

17. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l) « H 3 O + ( ac ) + OH - ( ac ) pH = - log [H 3 O + ] pOH = - log [OH - ] - log 10 -14 = - log [H 3 O + ] - log [OH - ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH - ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = 10 -14 [ Tomando logaritmos y cambiando el signo ]

18. Agua pura: [H 3 O + ] = [OH - ] ; [H 3 O + ] = 10 -7 Þ pH = 7 [OH - ] = 10 -7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN ACIDA [H 3 O + ] > [OH - ] pH < 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH - ] pH = 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH - ] pH > 7 pH 7 ácida básica

19. pOH A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como K w = H 3 O +  · OH –  = 10 –14 M 2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

20. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH –  y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H 3 O +  = 12,6 H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M Como K w = H 3 O +  · OH –  = 10 –14 M 2 entonces: K W 10 –14 M 2 OH –  = ——— = —————— = 0,04 M H 3 O +  2,5 · 10 –13 M pOH = – log OH –  = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

21.  Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfúrico tiene una  densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior . a) m s m s % = —— x 100 = ——— x 100  m dn V dn x d m s % x d 20 x 1,2 g conc (g/L) = —— = --—— = ————— = 240 g/L V dn 100 10 –3 L x 100 n s m s 240 g/L Molaridad = —— = ———---- = ---- ———— V dn V dn x PM 98 g/mol Molaridad = 2,45 mol/L b) pH = –log [H 3 O + ] = –log (2 x 2,45 x 10 –3 M) = 2,35 21

22. SOLUBILIDAD Sales poco solubles se disocian completamente en soluciones acuosas saturadas.   La constante de equilibrio es:   Ksp =   Constante del producto de solubilidad o producto de solubilidad

23. Qué masa de (487 g/ mol ) se pueden disolver en 500 mL de agua a 25 oC   Ksp = 1.57 x 10 ⁻⁹   Ksp =   1 Entonces: 1.57 x 10 ⁻⁹ =   La concentración del ion yodato es el doble de la de Bario = 0.000732 M   Se produce 1 mol de Ba por cada mol de =   = 0.178 g  

24. Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes : ( ) Están totalmente disociados Ejemplos: HCl ( ac )  Cl – + H + NaOH ( ac )  Na + + OH – Electrolitos débiles : (  ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH 3 –COOH ( ac )  CH 3 –COO – + H + NH 3 ( ac )+ H 2 O  NH 4 + + OH – 24

25. Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (  H 2 O   constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H 2 O  A – + H 3 O + A –  · H 3 O +  A –  · H 3 O +  K c = ---——————  K c ·  H 2 O  = ——————---- HA ·  H 2 O  HA 25 constante de disociación (K acidez)

26. Constantes de disociación de ácidos y bases Cuando un ácido débil o una base décil se disuelven en agua se presenta una disociación parcial. Así para el ácido HNO 2 + H 2 O  H 3 O + + NO ⁻ 2 Ka para el ácido nitroso NH 3 + H 2 O  N H 4 + + OH ⁻     Kw = Ka.Kb Kb para el amoniaco

27. 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 = 1,8 · 10 –5 M 27

28. 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 3 2– + H 3 O +  HCO 3 –  · H 3 O +   CO 3 2–  · H 3 O +  K a1 = ————————---- K a2 = ———————-----  [ H 2 CO 3   HCO 3 –  K a1 = 4,5 · 10 –7 M K a2 = 5,7 · 10 –11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo. 28

29. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: K a1 = 7,5 x 10 –3 , K a2  = 6,2 x 10 –8 y K a3 = 2,2 x 10 –13 , calcular las concentraciones de los iones H 3 O + , H 2 PO 4 – , HPO 4 2– y PO 4 3– en una disolución de H 3 PO 4 0,08  M . Equilibrio 1: H 3 PO 4    + H 2 O  H 2 PO 4 –   +  H 3 O + c. in.(mol/l):    0,08                      0             0 c. eq .(mol/l):  0,08 – x                  x             x  x = 0,021 29

30. Equilibrio 2: H 2 PO 4 –   + H 2 O    HPO 4 2– +  H 3 O + c. in.(mol/l):    0,021                    0          0,021 c. eq .(mol/l):  0,021 – y                 y         0,021 + y  y = 6,2 x 10 –8 M Equilibrio 3: HPO 4 2–   + H 2 O    PO 4 3– +  H 3 O + c. in.(mol/l):  6,2 x 10 –8            0          0,021 c. eq .(mol/l):  6,2 x 10 –8 – z              z        0,021 + z  z = 6,5 x 10 –19 M 30

31. 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 31  (K basicidad)

32. 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. 32

33. Ejercicio: Calcular la concentración de iones hidronio en ácido nitroso 0,120 M. El principal equilibrio es: HNO2 + H2O H3O + NO2‾ Ka = 7,1 x 10 ‾4

34. Ejemplo : Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH 3 sabiendo que K b (25ºC) = 1,8 · 10 –5 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 34

35. Relación entre K a y K b conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O A – + H 3 O + Reacción de la base conjugada con el agua: A – + H 2 O HA + OH – A –  x H 3 O +  HA x OH –  K a = —————— ; K b = —————— HA A –  A –  x H 3 O +  x HA x OH –  K a x K b = ———————————— = K W HA x A –  35

36. Relación entre K a y K b conjugada En la práctica, esta relación ( K a x K b = K W ) significa que: Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis ( K h ). 36

37. Ejemplo: Calcular la K b del KCN si sabemos que la K a del HCN vale 4,9 · 10 –10 M. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN – , será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN – + H 2 O HCN + OH – K W 10 –14 M 2 K b = —— = —————— = 2,0 x 10 –5 M K a 4,9 x 10 –10 M 37

38. Disoluciones amortiguadoras (tampón) Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio. 38

39. Ecuación de Henderson - Hasselbach Cálculo de porcentaje de ionización Porcentaje de ionización = (concentración disociada/ concentración original)*100

40. Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl 40 © Ed. Santillana

41. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. K a (CH 3 –COOH) = 1,8 · 10 –5 M. El acetato está totalmente disociado: CH 3 – COONa  CH 3 –COO – + Na + El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H 2 O + CH 3 –COOH ⇋ CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 0 c eq (M) 0,2 – x 0,2 + x x 41

42.  CH 3 –COO –  · H 3 O +  ( 0,2+x ) · x M 2 1,8 · 10 –5 M = ————————— =----- ———------  CH 3 –COOH  ( 0,2 – x) M x = H 3 O +  = 1,8 · 10 –5 M pH = – log H 3 O +  = 4,74 H 2 O + CH 3 –COOH ⇋ CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,2 0,2 0 c eq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

43. Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH ; b) 0,01 moles de HCl ? a ) Al añadir NaOH (Na + + OH – ), se producirá la neutralización del ácido acético: CH 3 COOH + NaOH  CH 3 COO – + Na + + H 2 O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: [CH 3 COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M [CH 3 COO – ] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M H 2 O + CH 3 –COOH  CH 3 –COO – + H 3 O + c in (M) 0,19 0,21 0 c eq (M) 0,19 – x 0,21 + x x 43