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Capítulo 15: Ácidos y basesDr. Alberto Santana

Universidad de Puerto Rico

Recinto Universitario de Mayaguez

Departamento de Quımica

QUIM-3002

Quimica general II,Acidos y bases – p.1

Ácidos y bases de Brønsted

Un ácido de Brønsted es una sustancia que es capaz de donar un

protón (H+) y una base de Brønsted es la sustancia capaz de aceptar

un protón.

HF(g)︸︷︷︸

ácido1

+ H2O(�)︸︷︷︸

base2

� H3O+(ac)

︸︷︷︸

ácido2

+ F−(ac)︸︷︷︸

base1

Note que ácido1 y base1 forman, al igual que ácido2 y base2, un par

ácido-base conjugado. Estas son especies que difieren por un protón

(H+). En otras palabras,F− es la base conjugada del ácidoHF.

Identifique las pares conjugados en:

CN− + H2O � HCN + OH−


Propiedades ácido-base de agua

El agua seautoioniza, H2O(�) + H2O(�) � H3O+(ac) + OH−(ac).

La constante de equilibrio se expresa como:

Kc = [H3O+][OH−] = Kw.

Para agua pura a 25◦C, la [H+] = [OH−] = 1.0 × 10−7M, por lo

tanto el valor deKw = (1.0 × 10−7)(1.0 × 10−7) = 1.0 × 10−14

Ejercicio: Calcule la[OH−] en una solución de HCl 1.3M.

[OH−] =Kw

[H+]=

1.0 × 10−14

1.3= 7.7 × 10−15M


pH

El valor de pH de una solución se define comopH = − log[H+].

Tipo de sol’n [H+] pH

ácidas > 1.0 × 10−7M < 7.0

neutrales = 1.0 × 10−7M 7.0

básicas < 1.0 × 10−7M > 7.0

de igual manera,pOH = − log[OH−]. Recuerde que pH + pOH =

14.00.

Ej. La concentración de OH− en la sangre es de2.5 × 10−7M,

calcule el pH de la sangre.

pOH = − log(2.5 × 10−7) = 6.60, pH = 14.00 − 6.60 = 7.40


Fortaleza de ácidos y bases

Ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan

completamente en agua.

Ácidos y bases débiles son electrolitos débiles que solo se ionizan

parcialmente en agua.

Datos importantes (de la Tabla 15.2):

Si un ácido es fuerte, su base conjugada será débil.

Si una base es fuerte, su ácido conjugado será débil.

H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en agua.

OH− es la base mas fuerte que puede existir en agua.

Calcule el pH de una solución1.7 × 10−2M Ba(OH)2.


Solución al problema anterior

pH = 14.00 − pOH, pOH = − log(1.7 × 10−2) = 1.77, por lo

tantopH = 14.00 − 1.77 = 12.23.

Para el equilibrio

CH3COOH(ac) + HCOO−(ac) � CH3COO−(ac) + HCOOH(ac),

predecir si el valor deK será menor o mayor 1. Recuerde que el

equilibrio favorecerá el ácido más débil.


Ácidos débiles y la constante de ionización

Un ácido débil (HA) se ioniza parcialmente en agua

HA(ac) � H+(ac) + A−(ac)

Para esta rxn. la constante de equilibrio esKa =[H+][A−]

[HA]. Ésta

mide la fortaleza del ácido.

Ej. Calcule el pH de una solución 0.122M de un ácido monoprótico

conKa = 5.7 × 10−4.

HA � H+ + A−

Inicial (M) 0.122 0 0

cambio (M) −x +x +x

Eq. (M) 0.122 − x x xQuimica general II,Acidos y bases – p.7

Ka =[H+][A−]

[HA], 5.7 × 10−4 =

x2

0.122 − x

6.954 × 10−5 − 5.7 × 10−4 x − x2 = 0

Esto es una ecuación cuadrática(ax2 + bx + c = 0) con solución

x =−b ±√

b2 − 4ac

2a. Usandoa = −1, b = −5.7 × 10−4 y c =

6.954 × 10−5 obtengo quex = 8.05 × 10−3 = [H+]. Ahora puedo

calcular el pH,pH = − log[H+] = − log(8.05 × 10−3) = 2.09 .


Calcular Ka de un ácido débil

El pH de una sol’n. 0.060M de un ácido monoprótico débil es 3.44.

Calcule el valor deKa.

Primero necesita calcular la[H+],

[H+] = 10−pH = 10−3.44 = 3.63 × 10−4.

HA � H+ + A−

Inicial (M) 0.060 0 0

cambio (M) −3.63 × 10−4 3.63 × 10−4 3.63 × 10−4

Eq. (M) 0.05964 3.63 × 10−4 3.63 × 10−4

Ka =[H+][A−]

[HA]=

(3.63 × 10−4)(3.63 × 10−4)

0.5964= 2.2 × 10−6


Porciento de ionización

Para el caso anterior podemos definir el porciento de ionización

como:

% de ionización=[H+]eq

[H+]inicial

× 100%

=3.63 × 10−4M

0.0600M× 100% = 0.61%


Bases débiles y el Kb

Al igual que para los ácidos débiles, para las bases débiles se define

unK, Kb. El Kb indica la fortaleza de la sustancia como base.

Ej. Calcule el pH de una sol’n. 0.26M de metilamina

(Kb = 4.4 × 10−4).

CH3NH2 + H2O � CH3NH+3 + OH−

Inicial(M ) 0.26 0 0

Cambio(M) −x +x +x

Eq. (M) 0.26 − x x x

Kb =[CH3NH+

3 ][OH−]

[CH3NH2], 4.4 × 10−4 = x2

0.26−x. Si digo que0.26 − x ≈

0.26, entoncesx2 = 1.144 × 10−4, x = 0.0107M. Ahora sé que

[OH−] = 0.0107M y pOH = − log(0.0107) = 1.97. pH = 12.03 .Quimica general II,Acidos y bases – p.11

Pares ácido-base conjugados, relación entreKa y Kb

El Ka y Kb de un par ácido-base conjugado estan relacionados entre

si.

HA � H+ + A− Ka

A− + H2O � HA + OH− Kb

H2O � H+ + OH− Kw

Note que para un par ácido-base conjugadoKaKb = Kw.


Ácidos polipróticos

Un ácido poliprótico es aquel que produce más de un ión de

hidrógeno,H+ (Ver Tabla 15. 5).

Ej. Calcule la concentración deC2H2O4, C2HO−4 , C2O

2−4 y H+ en

una sol’n. 0.20M de ácido oxálico (C2H2O4).

C2H2O4 � C2HO−4 + H+

Inicial (M) 0.20 0 0

Cambio (M) −x +x +x

Eq. (M) 0.20 − x x x

Ka1 =[C2HO−

4 ][H+]

[C2H2O4], 6.5 × 10−2 = x2

0.20−x, x = 0.086. [C2H2O4] =

0.20 − 0.086 = 0.11M, [C2HO−4 ] = 0.086M y [H+] = 0.086M.


Ácidos polipróticos, cont.

Para la segunda parte del problema uso la información que obtuve de

la primera parte.

C2HO−4 � C2O

2−4 + H+

Inicial (M) 0.086 0 0.086

Cambio (M) −y +y +y

Eq. (M) 0.086 − y y 0.086 + y

Ka2 =[C2O2−

4 ][H+]

[C2HO−4 ]

, 6.1 × 10−5 = y(0.086+y)0.086−y

, y = 6.1 × 10−5M,

[C2O2−4 ] = 6.1 × 10−5M.


Estructura molecular y fortaleza de ácidos

La fortaleza de los ácidos depende de varios factores: la naturaleza

del solvente, la temperatura, la estructura molecular del ácido, fo-

taleza de los enlacesX − H, etc. Para una especieHX, la fortaleza

como ácido depende de la capacidad para ionizarse. Esto se afecta por

la fortaleza del enlaceH − X y por la polaridad del enlaceδ+

H − δ−X.

Mientras más polarizado el enlace, más fuerte es la especie como

ácido.HI > HBr > HCl � HF, esta tendencia se puede explicar en

términos de la diferencia en tamaño.


Oxiácidos...

En el caso de estos ácidos,−|Z|− δ−

O − δ+

H, la fortaleza ácida aumenta

con la electronegatividad o con el estado de oxidación del átomoZ.

Ésto hace que el enlaceO−H sea más polar. En el caso de oxiácidos

con diferentes átomos centrales, la fortaleza ácida aumenta con la

electronegatividad del átomo central (HClO3 > HBrO3). Cuando lo

que cambia es el número de sustituyentes, la fortaleza aumenta con

el estado de oxidación del átomo central (Ver figura 15. 6).

Ej. ¿Cuál ácido es más débil,H3PO3 o H3PO4?


Propiedades ácido-base de las sales

En términos generales, las sales de metales alcalinos y bases

conjugadas de un ácido fuerte no reaccionan con agua. Ejs. NaCl,

NaNO3, KCl, etc. Soluciones de estas sales tienen un pH de aprox.

7. Sin embargo la sal derivada de una base fuerte y un ácido débil

forma soluciones básicas. Ejs. son el ión acetato (CH3COO−),

formato (HCOO−), etc. El porciento de hidrólisis es:

% hidrólisis=[base]hidrolizada

[base]inicial

× 100%


Ejercicio: cálculo de pH y % de ion-ización

Sol’n. 0.24M de formato de sodio (NaHCOO).

NaHCOO(s)H2O−→HCOO−(ac) + Na+(ac)

HCOO−(ac) � HCOOH(ac) + OH−(ac)

Inicial (M) 0.24 0 0

Cambio (M) −x +x +x

Eq. (M) 0.24 − x x x

Kb = [HCOOH][OH−][HCOO−]

, 5.9 × 10−11 = x2

0.24−x, x = 3.76 × 10−6M,

[OH−] = 3.76 × 10−6M, pOH = 5.42, pH = 14.00 − 5.42 = 8.58 .

% hidrólisis= 3.76×10−6

0.24× 100% = 0.0016% .


Sales que producen soluciones ácidas

Los cationes usualmente envueltos sonAl3+, Cr3+, Fe3+, Bi3+ y

Be2+. Los problemas con este tipo de sales se trabajan similar al

de las sales básicas, pero ahora se usa elKa y no elKb.


Cuando el catión y el anión hidrolizan.

Estas sales se derivan de una base débil y un ácido débil. En este

caso, “el futuro” de la sol’n. lo define el valor deK.

Ka > Kb: solución ácida

Ka < Kb: solución básica

Ka ≈ Kb: solución “neutral”


Propiedades ácido base de óxidos e hidróxi-dos

Óxidos metálicos como NaO(s) y BaO(s) reaccionan con agua para

formar hidróxidos metálicos. Recuerde que el iónO2− es una base

más fuerte que el OH−. Los óxidos ácidos reaccionan con agua:

CO2(g) + H2O(�) � H2CO3(ac)

SO3(g) + H2O(�) � H2SO4(ac)

P4O10(s) + H2O(�) � 4H3PO4(ac)

Existen sustancias como el óxido de aluminio (Al2O3) que se

comportan tanto como ácido o base. A estas sustancias se les llama

anfotéricas.

Al2O3(s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2O(�)

Al2O3(s) + 2NaOH(ac) + 3H2O(�) → 2NaAl(OH)4(ac)Quimica general II,Acidos y bases – p.21

Ácidos y bases de Lewis

Base de Lewis: sustancia que puede donar un par de electrones.

Ácido de Lewis: sustancia que puede aceptar un par de electrones.

El caso deNH3 y H+:

H3N: +H+ � NH+4

Las reacciones ácido-base de Lewis envuelven la donación de

un par de electrones, y NOforman sal ni agua.

Incluye reacciones que no envuelven ácidos ni bases de

Brønsted.

La hidratación de iones metálicos ocurre mediante una reacción

ácido-base de Lewis.


Ejemplo

Para la reacciónCo3+(ac) + 6NH3(ac) � Co (NH3)3+6 , identifique

el ácido y la base de Lewis.


Ejercicios

15.5 Identifique los pares ácido-base conjugados:

(a) CH3COO− + HCN � CH3COOH + CN−

HCN, CN− y CH3COOH, CH3COO−

(b) HCO−3 + HCO−

3 � H2CO3 + CO2−3

HCO−3 , CO2−

3 y H2CO3, HCO−3

(c) H2PO−4 + NH3 � HPO2−

4 + NH+4

H2PO−4 , HPO2−

4 y NH+4 , NH3

(d) HClO + CH3NH2 � CH3NH+3 + ClO−

HClO, ClO− y CH3NH+3 , CH3NH2


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