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Equilibrio acido-base Teorías ácido-base: De Arrhenius, de Brönsted –Lowry, Lewis. Comportamiento dual del agua. El pH: medición y su relación con la constante de auto ionización del agua (Kw). Disociación acuosa de ácidos y bases e hidrólisis de los iones de las sales. Fuerza relativa como ácidos y bases de los pares ácido-base conjugados . Soluciones reguladoras o amortiguadoras (Buffers). DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883) Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, libera H+ HCl(ac) H+ (ac) + Cl- (ac) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, libera OH- NaOH(ac) Na+ (ac) + OH- (ac) Equilibrio acido-base Svante August Arrhenius (1859-1927) Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Arrhenius Equilibrio acido-base Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Brønsted-Lowry Equilibrio acido-base 1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H3O + NH3 (ac) + H2O (l) NH4 + (ac) + OH- (ac) CH3COOH (ac) + H2O (l) H3O + (ac) + CH3COO - (ac) ácido base baseácido Transferencia protónica Par ácido-base conjugado Sustancia (puede actuar como ácido o como base) DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H3O + * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 VENTAJAS Brønsted-Lowry DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Brønsted-Lowry DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Fuerza es la facilidad de un ÁCIDO PARA CEDER UN PROTÓN y la de una BASE PARA ACEPTARLO. Constante Ácida (Ka) Fuerza de un ácido Fuerza de un base Constante Básica (Kb) Brønsted-Lowry DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Un ácido fuerte está “completamente” desprotonado en solución, Ka≅∞. Ejemplos : HCl, HBr, HI, HClO3, HClO4, HNO3 , etc. Un ácido débil está parcialmente desprotonodo en solución, Ka tiene un valor finito (de orden inferior a10-2). Ejemplos : CH3COOH, HCN, HNO2, etc. Una base fuerte está “completamente” protonada en solución , Kb ≅∞. Ejemplos : NaOH, Ca (OH)2, , etc. Una base débil está parcialmente protonoda en solución, Kb tiene un valor finito (de orden inferior a10-2). Ejemplos: NH3, etc. Par acido/base conjugada DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Un ácido es un dador de protones y una base es un aceptor de protones. La base conjugada de un ácido es la base formada cuando un ácido ha cedido un protón. El ácido conjugado de una base es el ácido formado cuando la base ha aceptado un protón. Base conjugada es la especie remanente cuando un ácido dona un protón. Ácido Base conjugada Ácido conjugado es la especie que se forma cuando una base acepta un protón. Base Ácido conjugado NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4 + (ac) + OH- (ac) base1 ácido2 ácido1 base2 dona H+ acepta H+ Par acido/base conjugada DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; cuanto más fuerte es la base, más débil es su ácido conjugado. “Un ácido de Lewis es un aceptor de 1 par de electrones; una base de Lewis es un dador de 1 par de electrones. Un protón es un ácido de Lewis que se une a un par solitario de electrones provisto por una base de Lewis”. 1.3.- Lewis (1923) DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Gilbert Newton Lewis (1875-1946) 1.3.- Lewis (1923) Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos. H+ + :N H H H N H H H H + DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies DEFINICIÓN MÁS GENERAL H N: H H + B F F F H N H H B F F F base ácido 1.3.- Lewis (1923) DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base Toda base de Lewis es una base de Brønsted. Sin embargo, todo ácido de Lewis no es necesariamente un ácido de Brønsted y un ácido de Lewis no necesita contener un átomo de hidrógeno. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Equilibrio acido-base H2O (ℓ) + H2O (ℓ)Base1 Ácido2 H3O+ (ac) Ácido1 + OH- (ac) Base2 Kc = H3O+ ∙ OH− H2O ∙ H2O Kc= H3O+ ∙ OH−H2O 2 H3O+ ∙ OH− Kc∙ H2O 2 = Kw= H3O+ ∙ OH− Constante de autoionización del agua Equilibrio acido-base AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA = Kw A 25°C, Kw= 1∙10-14 El agua puede funcionar tanto como ácido o como base. Se describe al agua como anfiprótica, que significa que puede actuar como un de dador de protones o aceptor de protones. El valor de Kw indica que el agua tiene poca tendencia a ionizarse En el agua pura 3[OH -] = [H O+] Kw= H3O+ ∙ OH− Kw= H3O+ ∙ H3O+ Kw= H3O+ 2 = 1∙𝟏𝟎 − 𝟏𝟒A25°C [OH-] = [H3O+] =1∙10-7 Equilibrio acido-base AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Potencial de hidrógeno (pH) Equilibrio acido-base Es unamedida de la acidez de un sistema, es decir, es una medida de la concentración molar de iones oxonios [H3O+] MATEMÁTICAMENTE: pH = - log [H3O+] • “ El pH es igual a menos logaritmo decimal de la concentración molar de iones oxonios” pOH = - log [OH-] • “ El pOH es igual a menos logaritmo decimal de la concentración molar de iones hidróxidos” pOHOH -- 10 pHOH - 103 Según la IUPAc: “ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón” Sörensen (1929) Tomando (–log) en ambos miembros -log (1∙10-14) = -log ( H3O+ ∙ OH− ) 14= -log H3O+ + (−log OH− ) 14= pH + pOH Relación entre pH y pOH Equilibrio acido-base A 25°C, Kw= 1∙10-14 Equilibrio acido-base Escala de pH Escala de 14 unidades a 25 ºC pH disolución 1,00 M en H3O + pH disolución 1,00 M en OH- ÁCIDO NEUTRO BÁSICO 7 ÁCIDO [H3O+] > [OH-] pH<7 NEUTRO [H3O+] = [OH-] pH=7 BÁSICO [H3O+] < [OH-] pH>7 Papel de pH Peachimetros MEDIDA DE pH Equilibrio acido-base MEDIDA DE pH Equilibrio acido-base MEDIDA DE pH Equilibrio acido-base El aumento de la concentración de [H3O +] produce un aumento en la acidez de la solución, pero se evidencia con un descenso del valor del pH. Esto se debe a que cuando aplicamos –log de un número mayor obtenemos como resultado un valor mucho menor. Equilibrio acido-base Escala de pH FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES- CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. HA(ac) + H2O (l) H3O + (ac) + A- (ac) [HA] ]O][H[A K 3a - Constante de acidez (de disociación, de ionización) Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka ) Equilibrio acido-base Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. Para los ácidos : B (aq) + H2O (l) BH + (aq) + OH- (aq) [B] ]][OH[BH Kb - Constante de basicidad Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb ) FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES- CONSTANTES DE IONIZACIÓN. Equilibrio acido-base Análogamente con las bases: Relación entre Ka y Kb de un par ácido-base conjugado Ka = [H3O +] [HA] [A-] Kb = [OH-][HA] [A-] HA+ H2O A – + H3O + A- + H2O HA+ OH – Ka . Kb = [H3O + ] [HA] [A-] . [OH-][HA] = [H3O +] [OH- ] = KW Cuanto mayor es Ka menor es Kb Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa Ka . Kb = KW pKa + pKb = pKW Equilibrioacido-base [A-] TRATAMIENTO EXACTO DE LOS EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN. ¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución en la que se establecen diversos equilibrios de ionización? MÉTODO GENERAL 1. Expresiones de las constantes de equilibrio 2. Balance de materia 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) 4. Resolución del sistema de ecuaciones Equilibrio acido-base • EJEMPLOS DE CALCULO DE Ph de ácidos y bases fuertes y débiles Equilibrio acido-base Equilibrio acido-base EN RESUMEN….. Hidrólisis de sales Algunas sales en disolución acuosa tienen un comportamiento ácido o básico según Brönsted – Lowry, ya que los iones producidos en la disociación son capaces de transferir iones H+ al agua, o también recibirlos de ella. Equilibrio acido-base La hidrólisis de una sal se define como la reacción ácido-base que pueden llevar a cabo los iones de una sal con el agua. En consecuencia, se puede producir un exceso de iones H3O +, o también de iones OH-, con los que se podrá formar una disolución ácida o básica respectivamente. HIDRÓLISIS : Es la reacción entre sales y agua formando ácidos o bases débiles. Recordando…. Acido + Base SAL+ Agua SAL+ Agua (Reacción de disociación)Iones Iones + Agua Ácidos o bases débiles (Reacción de hidrólisis) Kh (constante de hidrólisis) Hidrólisis de sales Equilibrio acido-base CLASIFICACIÓN DE SALES Las sales se clasifican según su procedencia en cuatro grupos: 1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte. 3. Sales de base fuerte y ácido débil. 2. Sales de base débil y ácido fuerte. 4. Sales de ácido débil y base débil. Equilibrio acido-base No hay reacción de hidrólisis La disolución es NEUTRA Ejemplo : NaCl (ac) Na + (ac) + Cl- (ac) H2O (Reacción de disociación) Na + (ac) + Cl- (ac) + H2O (l) NO hay reacción de hidrólisis NaCl (ac) + H2O (l)HCl (ac)+ NaOH (ac) NaCl (cloruro de sodio) CLASIFICACIÓN DE SALES Equilibrio acido-base 1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte. SI hay reacción de hidrólisis Ejemplo : NH4Cl (ac) NH4 + (ac) + Cl- (ac) H2O (Reacción de disociación) NH4 + (ac)+ H2O(l) NH4Cl (ac) + H2O (l) HCl (ac)+ NH4OH (ac) NH4Cl (cloruro de amonio) NH3(ac) + H3O +(ac) (Reacción de hidrólisis) La disolución es ÁCIDA ][NH ]O][H[NH K 4 33 h NH3 (ac) + H2O (l) NH4 + (ac) + OH- (ac) CLASIFICACIÓN DE SALES Equilibrio acido-base 2. Sales de base débil y ácido fuerte. SI hay reacción de hidrólisis Ejemplo : CH3COONa (ac) Na + (ac) + CH3COO- (ac) H2O (Reacción de disociación) CH3COO-(ac) + H2O (l) CH3COONa(ac) + H2O (l)CH3COOH (ac)+ NaOH (ac) CH3COONa (acetato de sodio) CH3COOH(ac) + OH-(ac) (Reacción de hidrólisis) La disolución es BASICA ]COO[CH ]COOH][OH[CH K - 3 3 h - CLASIFICACIÓN DE SALES Equilibrio acido-base 3. Sales de base fuerte y ácido débil. SI hay reacción de hidrólisis La disolución es ACIDA, BASICA O NEUTRA Ejemplo : CH3COONH4 (ac) NH4 + (ac) + CH3COO- (ac) H2O (Reacción de disociación) CH3COO-(ac) + H2O (l) CH3COONH4(ac) + H2O (l)CH3COOH (ac)+ NH4OH (ac) CH3COONH4(acetato de amonio) CH3COOH(ac) + OH-(ac) (Reacción de hidrólisis) (1) NH4 + (ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O +(ac) La disolución es BASICA (2) La disolución es ACIDA ]COO[CH ]COOH][OH[CH K - 3 3 h(1) - ][NH ]O][H[NH K 4 33 h(2) Kh(1) mayor que Kh(2) Kh(2) mayor que Kh(1) Si Kh(2) igual que Kh(1) La disolución es NEUTRA NH3 (ac) + H2O (l) NH4 + (ac) + OH- (ac) CLASIFICACIÓN DE SALES Equilibrio acido-base 4. Sales de ácido débil y base débil. Neutralización Se denomina neutralización al fenómeno por el cuál una solución ácida pasa a ser neutra por agregado de base y viceversa: H+ + OH- → H2O Ácido + base sal + agua Equilibrio acido-base INDICADORES ÁCIDO-BASE El color de algunas sustancias depende del pH. HIn (ac) + H2O (l) In - (ac) + H3O + (ac) Si el 90% o más de un indicador se encuentra en la forma ácida (HIn), la disolución tomará el color del ácido. Si el 90% o más se encuentra en la forma In-, la disolución toma el color de la base. El color intermedio se observa entre estos dos estados. El cambio completo de color se produce aproximadamente en un intervalo de 2 unidades de pH. COLOR DE ALGUNOS INDICADORES Y CAMBIOS DE pH Rojo de metilo Azul de bromotimol ¿EN QUE CONSISTE UNA TITULACION? ¿ QUE ES UNA CURVA DE TITULACION? Punto de equivalencia: es el punto en el que han reaccionado cantidades de ácido y base químicamente equivalentes. n° equivalentes H3O + = n° equivalentes OH- n°equiv H3O += m ácido / Mequiv Mequiv = MM ácido / n° H+ Punto final: punto en el que cambia el color del indicador en una titulación. Se determina en función del Ka del indicador. Idealmente, en una titulación, el punto final y el punto de equivalencia deben coincidir. Curva de titulación ácido-base DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS Disoluciones amortiguadoras (también llamadas sistemas tampón o buffers) ¿Qué son? 1. Sistema Ácido - Sal: Constituido por un ácido débil y su base conjugada . 2. Sistema Base - Sal: Constituido por una base débil y su ácido conjugado. Ejemplo: CH3COOH / NaCH3COO (acido acético/acetado de sodio) AH + H2O A- + H3O + cácido csal Ecuación de Hendersson-Hasselbach Ej.: NH3 / NH4Cl. (amoniaco/cloruro de amonio) B + H2O BH + + OH- cbase csal DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS ¿Qué función tienen? Mantienen constante el pH de una disolución (a una temperatura constante) cuando se agrega pequeñas cantidades de acido o base fuerte AH + H2O A- + H3O + H3O + OH- FIN Titulación ácido-base La titulación ácido-base se utiliza para determinar la concentración de una solución. El proceso de titulación utiliza una solución de una concentración desconocida, que es ácida o básica. Una solución de concentración conocida se añade a la solución a titular. La solución patrón es opuesta de la solución desconocida: si una es una base, la otra es ácida y viceversa. El tipo de reacción química que ocurre entre las dos se llama "reacción de neutralización": La cantidad requerida exactamente para neutralizar la primera solución indica cuándo las cantidades de ácido y base presentes son iguales. La concentración conocida puede entonces utilizarse para calcular la concentración desconocida. Las titulaciones ácido-base son el tipo más común de titulación. La solución de concentración desconocida es llamada el "analito". La solución que se añade se llama "solución estándar". En la titulación ácido base, se añade suficiente solución estándar al analito para neutralizarlo. De modo que si el analito es una base, se le añade una solución ácida. Un indicador cromático se agrega al analito antes de comenzar para indicarle al técnico de laboratorio cuándo se aproxima el punto de la neutralización. Ésto es importante porque si se añade la solución estándar demasiado rápido, el técnico puede pasarse de este punto y no saber exactamente qué volumen de solución se necesitaba para alcanzarlo. Punto de equivalencia El punto en que la solución estándar neutraliza completamente al analito, resultando en agua neutral, es llamado "punto de equivalencia". Éste es cuando al analito ha "usado" toda la solución estándar. El ácido y la base se han consumido completamente el uno al otro. Un ejemplo de esta cancelación mutua se ilustra con la siguiente reacción: HCl + NaOH NaCl + H2O El pH de esta solución es de 7. Material de laboratorio empleado en una titulación
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