TEMA 11 : ÁCIDOS Y BASES

(Universidad del Perú. DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE DISENO Y TECNOLOGIA INDUSTRIAL

PROFESOR: Ing. Manuel Godoy Martínez

mgodoymartinez@yahoo.es

INTRODUCCION – ACIDOS Y BASES

IMPORTANCIA

Industria Textil

Tratamiento de Aguas

Industria de Alimentos Contaminacion Ambiental

ACIDOS Y BASES: TEORIA DE ARRHENIUS

La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones de agua.

EJEMPLO:

HNO3(ac) → H+(ac) + NO3-(ac)

NaOH(ac) → OH-(ac) + Na+(ac)

Ácido: como un compuesto que produce iones H+ en solución acuosa.

Base: como un compuesto que produce iones OH- en una solución de agua.

ACIDOS Y BASES: TEORIA DE BRONSTED

Una base es la sustancia que recibe protones. Aceptor de protones (H+).

Un ácido es un compuesto que cede protones. Donador de protones (H+).

HCl(ac) + H2O(l) → Cl − (ac) + (H3O) +(ac) Acido base base acido conjugada conjugado

KOH(ac) + H2O(l)  →  K + (ac) + (OH) − (ac)

Par conjugado ácido-baseAcido y su base conjugada Base y su acido conjugado

Acido (1) + Base (2) → Acido (2) + Base (1)

CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac) Acido 1 base 2 base 1 acido 2

NaOH: No es una base de Bronsted porque no puede aceptar un proton.

NaOH: se ioniza completamente en solucion acuosa.

El ion OH- es una base de Bronsted

H3O+(ac) + OH-(ac) → 2H2O(l)

EJEMPLOS: NH3(ac) + H2O(l) → NH4

+(ac) + OH-(ac)

NH3(ac) + HF(ac) → NH4+(ac) + F-(ac)

ACIDO BASES CONJUGADASNombre Formula Nombre Formula

Acido clorhídricoAcido nítricoAcido cianhídricoAcido perclóricoAcido sulfúrico Ion hidrogeno sulfato (bisulfato) Acido carbónico Ion bicarbonatoIon amonio

HClHNO3

HCNHClO4

H2SO4

HSO4-

H2CO3

HCO3-

NH4+

Ion cloruro Ion nitratoIon cianuroIon percloratoIon hidrogeno sulfato(bisulfato)Ion sulfatoIon bicarbonatoIon carbonatoAmoniaco

Cl-

NO3-

CN-ClO4

-

HSO4-

SO42-

HCO3-

CO32-

NH3

TABLA 1: Algunos ácidos comunes y sus bases conjugadas

PROTON HIDRATADO

El ion H + esta hidratado en dlas disoluciones acuosas.

H+(ac) + H2O(l) → H3O+(ac)

La forma de H+ es menos incómoda en cálculos que comprenden constantes de equilibrios.

La forma H3O + es más útil cuando se estudian las propiedades ácido-base de Bronsted.

AUTOIONIZACION DEL AGUA Y LA ESCALA DEL pH

H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac) Algunos valores comunes del pHSustancia/Disolución pH

Solucion continua de HCl 1 M 0,0

Jugo gástrico 1,5Jugo de limón 2,4

Refresco de cola 2,5Vinagre 2,9

Jugo de naranja o manzana 3,0

Cerveza 4,5Café 5,0

Té 5,5Lluvia ácida < 5,6

Saliva (pacientes con cáncer) 4,5 a 5,7

Orina 5,5-6,5Leche 6,5

Agua pura 7,0Saliva humana 6,5 a 7,4

Sangre 7,35 a 7,45Agua de mar 8,0

Jabón de manos 9,0 a 10,0Amoníaco 11,5

Hipoclorito de sodio 12,5Hidróxido sódico 13,5 a 14

Producto Ionico del Agua

Kw = [H3O+1] [OH-1] = (1.0x10-7 mol/L) (1.0x10-7 mol/L) = 1.0x10-14 (mol/L)2 a 25 C �

El pH

[H+] = 10-7 M, Disoluciones neutras, pH = 7.0

[H+] > 10-7 M, Disoluciones ácidas, pH < 7.0

[H+] < 10-7 M, Disoluciones básicas, pH > 7.0

Segun Bronsted: H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + OH-(ac)

Kw: constante del producto ionico

Soren Sorensen, 1909

EJEMPLO:1.La concentración de iones OH- en cierta disolución amoniacal para limpieza doméstica, es 0.0025 M. Calcúlese la concentración de los iones H+.

2.El pH del agua de lluvia colectada en cierta region del noreste de USA fue de 4.82. Calcular la concentración de iones en esa agua de lluvia.

FUERZA DE ACIDOS Y BASES

La Fuerza de un ácido puede medirse por la fracción de sus moléculas que se ionizan, dependiendo de la naturaleza del ácido.

Porcentaje de Ionización = concentración del ácido ionizado en el equilibrio x 100% concentración inicial del ácido

HNO3(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + NO3

-(ac)

Ba(OH)2(ac) Ba2+(ac) + 2OH-(ac)

Acidos Fuertes

Bases Fuertes

Se ionizan 100% en

agua.

Sin embargo, la mayoría de los ácidos se clasifica como ácidos débiles. Entonces, la fuerza de los ácidos puede variar mucho.

EJEMPLO: HF en disolución 0.10 M los porcentajes de ionización a 25 C es 8.4%

HCN en disolución 0.10 M los porcentajes de ionización a 25 C es 0.0070%

La ionizacion limitada de los acidos debiles se relaciona con su constante de equilibrio de ionizacion.

ACIDO BASE CONJUGADA

HClO4 ClO4

HI I-

HBr Br-

HCl Cl-

H2SO4 HSO4-

HNO3 NO3-

H3O+ H2O

HSO4- SO42-

HF F-

HNO2 NO2-

HCOOH HCOO-

CH3COOH CH3COO-

NH4+ NH3

HCN CN-

H2O OH-

NH3 NH2-

Aum

ento

de

la f

uerz

a ac

ida

Aum

ento de la fuerza basicaÁcidos fuertes.

Se suponen disociados al

100% en disolución acuosa.

Ácidos débiles.En el equilibrio hay una mezcla de moléculas de

ácido no ionizada, así

como de iones [H+] y de base

conjugada.

HCl(ac) → H+ + Cl -(ac)Inicio: 1.0 x 10-3 M 0.0 M 0.0 MCambio: - 1.0 x 10-3 M + 1.0 x 10-3 M + 1.0 x 10-3 MFinal: 0.0 M 1.0 x 10-3 M 1.0 x 10-3 M

[H+] = 1.0 x 10-3 MpH = - log(1.0 x 10-3 M)

pH = 3.0

EJEMPLO:

Calcular el pH de una disolución de 1.0 x 10-3 M de HCl.

SOLUCION:

HCl es un ácido fuerte, esta completamente ionizado en solución:

HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)

Las concentraciones de todas las especies (HCl, H+ y Cl-), antes y después de la ionización, puede representarse como sigue:

EL EFECTO NIVELADOR

La incapacidad de un disolvente para distinguir la fuerza relativa de los acidos mas fuertes que el acido conjugado del disolvente se conoce como EFECTO NIVELADOR del disolvente ya que se dice que el disolvente nivela la fuerza de estos acidos, haciendo que parezcan identicos.

EJEMPLO:

HCl, HNO3, H2SO4 parecen tener la misma fuerza en las disoluciones acuosas.

LA ESTRUCTURA MOLECULAR Y LA FUERZA DE LOS ÁCIDOS

La fuerza de un ácido depende de varios factores:- Propiedades del disolvente,- Temperatura - Estructura molecular del acido.

Cuando se compara la fuerza de dos ácidos se pueden eliminar algunas variables considerando sus propiedades a la misma temperatura y el mismo disolvente.

EJEMPLO: HX

Los factores que determinan la fuerza del ácido son la polaridad y la energía del enlace H-X.

• Mientras más polar sea el enlace, el ácido se ioniza con mayor facilidad en H+ y X-.

• Ademas, los enlaces fuertes (enlaces con energía de enlace elevada) se ionizan con mayor facilidad que los enlaces débiles.

ALGUNAS REACCIONES ACIDO – BASE TIPICAS

Reacciones de ácidos fuertes con bases fuertes

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Ecuacion iónica neta: H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)

EL Na+ y Cl- son iones espectadores.

Reacciones de ácidos fuertes con bases débiles

HNO3(ac) + NH3(ac) → NH4NO3(ac)

Ecuacion iónica neta: H+(ac) + NH3(ac) → NH4

+(ac)

El NO3- es ion espectador.

Reacciones de ácidos débil con base fuerte

HF(ac) + NaOH(ac) → NaF(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica neta: HF(ac) + OH-(ac) → F-(ac) + H2O(l)

EL Na+ es ion espectador.

Reacciones de ácidos débil con base débil

CH3COOH(ac) + NH3(ac) → CH3COO-(ac) + NH4+(ac)

ACIDOS Y BASES: TEORIA DE LEWIS

Base: es una sustancia que puede donar un par de electrones.

Acido: es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.

BF3 tiene solo seis electrones que participan en enlaces, dos menos que el octeto estable, de modo que necesita un par electrónico.

Al actuar como acido de Lewis, el BF3 acepta (y luego comparte) un par de electrones con el nitrógeno del NH3.

El NH3 es una base de Lewis, dona (y luego comparte) un par electrónico.

ACIDOS DEBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACION ACIDA

Ácido monoprótico débil HA:

HA(ac) + H2O(l) ======= H3O+(ac) + A-(ac) o

HA(ac) ======== H+(ac) + A-(ac)

La constante de equilibrio para esta ionización ácida, se llama la Constante de Ionización Ácida, Ka, esta dado por:

EJEMPLO:

HF Estructura: H – F Ka = 7.1x10-4

Ka = [H+] [A-]

[HA]

EJEMPLO:Calcular las concentraciones del ácido no ionizado y de los iones producidos cuando una disolución, inicialmente 0.1 M de ácido fórmico (HCOOH), alcanza el equilibrio. Ka= 1.7x10-4

EJEMPLO:Calcular el porcentaje de ionización de una disolución de HF a 0.6 M

BASES DEBILES Y CONSTANTE DE IONIZACION BASICA

EJEMPLO:Cuál es el pH de una disolución de amoniaco a 0.4 M?

Kb = [NH4+] [OH-]

[NH3]

NH3(ac) + H2O(l) ====== NH4+(ac) + OH-(ac)

La constante de equilibrio para esta ionización básica, se llama la Constante de Ionización Basica, Kb, esta dado por:

Kb= 1.8x10-5

Dato de Tabla

LA RELACION ENTRE LAS CONSTANTES DE IONIZACION DE PARES CONJUGADOS ACIDO-BASE

CH3COOH(ac) ======= H+(ac) + CH3COO-(ac)

Ka = [H+] [CH3COO-] [CH3COOH]

CH3COO-(ac) + H2O(l) ======CH3COOH(ac) + OH-(ac)

Kb = [CH3COOH] [OH-] [CH3COO-]

Ka x Kb = Kw

Ka = Kw

Kb

ACIDOS DIPROTICOS Y POLIPROTICOS

H2CO3(ac) ======= H+(ac) + HCO3-(ac)

Ka1= [H+] [HCO3-] [H2CO3]

HCO3-(ac) =====H+(ac) + CO32- (ac)

Ka2 = [H+] [CO32-]

[HCO3]

Para un Ácido Poliprótico: La primera constante de ionizacion es mucho mayor que la segunda y asi sucesivamente.

EJEMPLO: Calcule el pH de una dislucion de H2SO4 0.1M

PROPIEDADES ACIDO – BASE DE LAS SALES

SAL:COMPUESTO IONICO = ACIDO + BASE (electrolitos fuertes disoc. Agua)

1.SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES NEUTRAS NaOH + HNO3 ---------NaNO3

NaNO3(ac) ---------Na+(ac) + NO3-(ac)

una Disolución con Na+ y NO3- es neutra, con un pH de 7.

- Na+ no dona ni acepta iones H+

- Ion NO3- es la base conjugada del

acido fuerte HNO3 y carece de afinidad por los iones H+

HIDROLISIS DE UNA SAL

Describe la reacción de un anion o un catión de una sal o ambos con el agua. Este afecta el pH de una disolución.

2. SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES BASICAS

CH3COONa(s) ---H2O------- Na+(ac) + CH3COO-(ac)

Rx. De Hidrólisis:

CH3COO-(ac) + H2O(l) ====== CH3COOH(ac) + OH-(ac)

% HIDROLISIS = [CH3COO-]hidrolizada x100% [CH3COO-]inicial

= [OH-]equilibrio x100% [CH3COO-]inicial

EJEMPLO:Calcular el pH de una disolución de acetato de sodio 0.15 M. Cuál es el porcentaje de hidrólisis?

3. SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES ACIDAS

NH4Cl ---H2O------- NH4+(ac) + Cl-(ac)

Rx. De Hidrólisis:

NH4+(ac) + H2O(l) ====== NH3(ac) + H+(ac)

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS (O BUFFER): EL CONTROL DEL pH

En química, un amortiguador (o regulador) es un par de sustancias químicas que, cuando estan presentes en una solución dada, puede mantener el pH casi constante cuando se agrega un ácido o una base.

Se puede pensar en un amortiguador como en un dispositivo para absorber choques; tiende a reducir los impactos de los cambios drásticos en las concentraciones de H+ y OH-.

El control de pH dentro de límites estrechos es de importancia critica en muchas aplicaciones químicas y es de vital importancia en muchos sistemas biológicos.

EJEMPLO:

La sangre humana debe mantenerse a un pH entre 7.35 y 7.45 para el transporte eficiente de oxígeno desde los pulmones hasta las células.

Este estrecho margen de pH se mantiene mediante sistemas reguladores en la sangre.

Una solucion amortiguadora (o buffer o solucion reguladora) resiste los cambios de pH cuando se diluye o cuando se le agregan pequeñas cantidades de ácido o de base.

NaCH3COO (aq) ===== Na+(aq) + CH3COO-(aq) sal completamente ionizada

CH3COOH(aq) ===== H+(aq) + CH3COO-(aq) El ácido débil, esta casi totalmente

no ionizada y esta en equilibrio

Los dos tipos comunes de soluciones amortiguadoras o buffer son:

1.Un acido debil mezclado con una de sus sales.

2.Una base debil mezclado con alguna de sus sales.

EJEMPLO:

Solucion de ácido acético y acetato de sodio.

TITULACIONES ACIDO – BASE

¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución?

Una forma común es utilizar una segunda solución de concentración conocida, llamada solución estándar, que sufra una reacción química específica de estequiometria conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida.

Este procedimiento se denomina titulación.

El punto en que reaccionan cantidades estequiométricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación.

• El punto final y el punto d equivalencia no son forzosamente iguales.

• Es preciso seleccionar un indicador apropiado para la titulación de modo que el punto final esté tan cerca del punto de equivalencia como sea posible.

Neutralización de ácido fuerte con base fuerte

Neutralizacion de Acido debil con Base fuerte