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La química acido base del agua

Definición de ácidos y bases

Acidos y bases de Arrhenius, Lewis y Bronsted

Escala de pH

Cálculos de concentraciones en el caso de ácido y base fuerte

Cálculos de concentraciones en el caso en un ácido y base debil

Acidos y bases conjugados

Equilibrio ácido-base

ARRHENIUS

un ácido es una sustancia que contiene un exceso de protones (H+) mientras que una base es una sustancia que contiene un

exceso de oxhídrilos (OH-)

• La definición de Arrhenius no essuficiente, no abarca todas lassustancias y comportamientos

• Aparecen otras dos formas de definir: – Bronsted-Lowry : basada en la idea de

donor o aceptor de protones– Lewis : basada en la idea de donor o

aceptor de electrones

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BRONSTED - LOWRY• un ácido es una sustancia capaz de ceder

protones (donor de protones)HA A- + H+

• una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones)

B + H+ BH+

H+ es un protón sin electronesEn agua:

+

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡

HHOH

ion Hidronio

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– En la reacción del HCl con amoníacoporqué el amoniaco es la base de Bronsted??

– HCl + NH3 NH4+ + Cl-

– No necesita tener OH-

• En una reacción acido base de Bronsted-Lowry, los protones se transfieren de un ractante (el ácido) a l otro( la base)

• Las teorias de Arrhenius and Bronsted-Lowry describen la mayoría de los ácidos y bases

• Ambas asumen que los ácidos contienen o donan H+

• La teoría de Lewis funciona en los casos de sustancias que no contienen hidrógeno

• Acido de Lewis: átomo, ion o molécula queacepta un par electrónico para formar un enlace covalente.

• Base de Lewis: átomo, ion o moléculaque dona un par electrónico para formar un enlace covalente.

• Reacción acido-base de Lewis :formacion de enlace covalente entreun donor y un aceptor de un par electrónicoBF3(aq) + F-(aq) BF4

-(aq)

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Disociación del agua

Autoionización o autoprotolisis

-(aq)(aq)(l)2 OHHOH +⇔ +

]][OHH[K

O]H[]][OH[HK

-w

2

-

+

+

=

= constant

El agua es un ácido o una base??

De Arrhenius, de Lewis o de Bronsted??

El agua pura es neutra

Contiene cantidades iguales y muy pequeñade los iones: H3O+ and OH-

H2O + H2O H3O+ + OH-

hydroxonium hydroxide ion ion

1 x 10-7 M 1 x 10-7 MH3O+ OH-

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Producto iónico del agua : Kw

[ ] = concentración Molar

Kw = [ H3O+ ] [ OH- ]

= [ 1 x 10-7 ][ 1 x 10-7 ]

= 1 x 10-14

Acidos

Aumentan [H3O+]

HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

Más [H3O+] que el agua: [H3O+] > 1 x 10-7M

A medida que H3O+ aumenta, OH- disminuye

[H3O+] > [OH-]

H3O+

OH-

Bases

Aumentan la concentración de (OH-) NaOH (s) Na+(aq) + OH- (aq)Más [OH-] que el agua, [OH-] > 1 x 10-7MCuando OH- aumenta, H3O+ disminuye

[OH−] > [H3O+]

H3O+OH-

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Usando Kw

La [OH- ] de una solución es 1.0 x 10- 3 M. Cuál es la [H3O+]?Kw = [H3O+ ] [OH- ] = 1.0 x 10-14

[H3O+] = 1.0 x 10-14

[OH-]

[H3O+] = 1.0 x 10-14 = 1.0 x 10-11 M1.0 x 10- 3

1e-141

1e-131e-1

1e-121e-2

1e-111e-3

1e-101e-41e-91e-5

1e-81e-6

1e-71e-7

1e-61e-8

1e-51e-9

1e-41e-10

1e-31e-11

1e-21e-12

1e-11e-13

1 1e-14

[H3O+] [OH- ]

pH

Escala para indicar la acidez de la solución

pH = - log [H3O+]

Del frances pouvoir hydrogene(potencia del hidrógeno)

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pOH = -log [OH-]

= 14 - pH

porque

pH + pOH = -log Kw = 14

pOH

• Definimos pH = -log([H+])• Definimos pOH = -log([OH-])• Definimos pK = -log (K)• En general pX = -logX

Ejemplos

A. [H3O+] = 1 x 10-4

pH = - log [ 1 x 10-4] = -(- 4) = 4

B. [H3O+] = 1 x 10-11

pH = - log [ 1 x 10- 11] = -(- 11) = 11

140

131

122

113

10495

86

77

68

59

410

311

212

113

0 14

pH pOH

8

0 4 7 11 14pH

0

4

7

11

14

pOH

pOH vs pH

Intervalo de pH

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Neutro

[H+]>[OH-] [H+] = [OH-] [OH-]>[H+]

Acido Basico

• Una solución es ácida cuando [H+] >[OH-] es decir cuando pH < pOH

• Una solución es básica cuando [H+] <[OH-] es decir cuando pH > pOH

• Una solución es neutra cuando [H+] =[OH-] es decir cuando pH = pOH

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pH de algunos ácidos comunes

Jugo gástrico 1.0Jugo de limón 2.3vinagre 2.8Jugo de naranja 3.5Café 5.0leche 6.6

pH de algunas Bases comunes

sangre 7.4

lágrimas 7.4

Agua de mar 8.4

Amoníaco 11.0

De qué depende que el pH de una solución sea mayor o menor??

1) De que sea una base o un ácido.2) De la fuerza con que se disocie. (K de equilibrio ) 3) De la concentración

Acidos y Bases Fuertes

Electrolitos fuertes

Ionizan completamente

HA + H2O → A- + H3O+

BOH + H2O → B+ + HO-

Pares Conjugados Acido-base

++⇔+ (aq)3-(aq)(l)2(aq) OHAOHHA

conj base

conj base

conj acid

conj acid

−+ +⇔+ (aq)(aq)(l)23(aq) OHNH4OHNH

++⇔+ (aq)3-2(aq)(l)22(aq) OHNOOHHNO

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ACIDOS FUERTES

• HClO4

• HCl, HBr, HI

• HNO3

• H2SO4

• ClO4-

• Cl-, Br-, I-

• NO3-

• HSO4-

BASES CONJUGADAS

Mientras más fuerte es un ácido más débiles su base conjugada

Mientras más débil es un ácido más fuertees su base conjugada

(a) Acido fuerte.

(b) Acido débil

Antes de la disociación Después de la disociación

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Cálculo de pH

Ácidos y bases fuertes

HA + H2O → A- + H3O+

2 H2O OH- + H3O+ Kw = 1.10 -14

Si el Acido es fuerte está completamente disociado.

HA + H2O → A- + H3O+

0,1 M

-x x x

X= 0,1M [H3O+ ] = ???

[A- ] = ???

– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1

Cuánto vale la [OH- ]Cuánto vale pOH??[OH- ] = 1.10 -13

pOH= 13

Porqué??Que ocurrió con el equilibrio del agua??

– Concentraciones ≥ 10-6 :

– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1

– Concentraciones ≤ 10-8

– 10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8

Intervalos y concentraciones posibles

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HA + H2O → A- + H3O+

2 H2O OH- + H3O+

Qué ocurre con [H3O+ ] si la [HA ] es muy pequeña??

• Concentración ≤ 10-8

– El ácido o la base se disocian completamente– Comparar la concentración de H+ u OH- proveniente del

ácido o la base con la concentración H+ u OH- queresultan de la disociación del agua

Observar : 1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido. 2) Cuál hace un mayor aporte en este caso? Cuánto mayor?3) Cuanto vale el pH? Porqué?

10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8

Observar : 1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido. 2) Cómo son los aportes de ambas fuentes en este caso?3) Cuánto vale el pH??

HA + H2O → A- + H3O+

2 H2O OH- + H3O+

[H3O+ ] = [H3O+ ]agua + [H3O+ ]acido

[H3O+ ] = OH- + A- = Kw/

Ejemplo HA = 1.10-8 M

[H3O+ ]

Ecuación de 2do grado

+ 1.10-8

1,05.10-7 pH= 6,97 ACIDO![H3O+ ] =