03 acido base2009

Ismael Yévenes L. 1

TEORIAS ACIDO-BASE. I. TEORIA DE ARRHENIUS

a.- Disociación iónica de ácidos : protones

HCl H+ + Cl-

CH3COOH H+ + CH3COO-

b.- Fuerza de ácido : grado de disociación


a.- Disociación iónica de bases : iones hidroxilo

NaOH Na+ + OH-

Ca (OH)2 Ca+2 + 2OH-

b.- Fuerza de base : grado de disociación

Problemas de teoría de Arrhenius

Protones libres

Bases que no disocian OH- : NH3 ; HCO3-


II. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

Acido : Liberación protones hidratados H3O+

Base :Captación protones hidratados H3O+HCl + H2O H3O++ Cl-

CH3COOH + H2O H3O++ CH3COO-

NH3 + H2O NH4+ + OH-

CO32- + H2O HCO3

-


PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 conjugado conjugada

CH3COOH CH3COO-

H2O H3O+

ácido 1 + base 2 ácido 2 + base 1 conjugado conjugada

1.-



base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 conjugado conjugada

NH3 NH4+

H2O H3O+

base 1 + ácido 2 ácido 1 + base 2 conjugado conjugada

2.-


CARÁCTER ANFOTERO DEL AGUACARÁCTER ANFOTERO DEL AGUA

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

ACIDO


BASICO


CLASIFICACION DE ACIDOS Y BASESCLASIFICACION DE ACIDOS Y BASES

FUERTE: Disociación total, electrolito fuerte, K>1

DEBIL: Disociación parcial, electrolito débil, K<1

FUERZA: Proporcional al grado de disociación


III. TEORIA DE LEWIS

Acido : Capta pares de electronesBase : Cede pares de electrones

HCl + H2O H3O++ Cl-


BF3 + F- BF4

Ag+ + 2CN- Ag (CN)2-


DEFINICION DE Ka y Kb

Las reacciones ácido-base implican transferencia de protones en medio acuoso :Bronsted y Lowry

CH3COOH + H2O H3O+(ac)

+ CH3COO- (ac)

[H3O+] [CH3COO-]

K = [CH3COOH] [H2O] [H2O] =cte

[H3O+] [CH3COO-] Ka =

[CH3COOH]

Ka


En general

HA + H2O H3O+(ac)

+ A- (ac)

[H3O+] [A-] Ka =

[HA]

NH3 + H2O NH4+

(ac) + OH-

(ac)

[NH4+] [OH-]

K = [NH3] [H2O] [H2O] =cte

[NH4+] [OH-]

Kb = [NH3]

Kb


En general

B + H2O BH+(ac)

+ OH- (ac)

[BH+] [OH-] Ka =

[B]

AUTOIONIZACION DEL AGUA

H2O + H2O H3O+(ac)

+ OH- (ac)

[H3O+] [OH-] Kw =

[H2O]2 [H2O] =cte

Kw = [H3O+] [OH-] = 1 . 10-14

Kw : Producto iónico del agua

Solución neutra

[H3O+] = [OH-] = 1 . 10-7 M


Concepto de pH y pOHp: operador matemático = - logpX = - log X

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-]pKa = - log Ka

pK = - log K pKb = - log KbpKw = - log Kw

Para el agua

Kw = [H3O+] [OH-] /.p

- log Kw = - log [H3O+] [OH-]

- log Kw = - log [H3O+] [OH-]

- log Kw = - log [H3O+] + - log [OH-]

- log 10-14 = - log [H3O+] + - log [OH-] 14 = pH + pOH


ESCALA DE pH y pOH

pH [H3O+] pOH [OH-]14 10-14 0 100

7 10-7 7 10-7

Basico

neutroAcido

0 100 14 10-14


CALCULO DE pH y pOHCALCULO DE pH y pOHAcido Fuerte:

HA + H2O H3O+(ac)

+ A- (ac)

Acido totalmente disociado K: INDETERMINADO

pHpH = = - log [H- log [H33OO++] = - log [HA]] = - log [HA]

Base Fuerte:

B + H2O BH+(ac)

+ OH- (ac)

pOH pOH == - log [OH- log [OH--] = - log [B]] = - log [B]


Acido débil:

HA + H2O H3O+(ac)

+ A- (ac)

[H3O+] [A-] Ka = / - log

[HA]

- log Ka + -log [ HA] = -log [H3O+] [ A- ]

pero : [H3O+] = [ A- ]

luego:

- log Ka + -log [ HA] = -log [H3O+]2 = 2 pH

pH = 1/2 p Ka - 1/2 log [HA]


Base débil:

B + H2O BH+(ac)

+ OH- (ac)

[BH+] [OH--] Kb = / - log

[B]

pero : [BH+] = [ OH- ]

luego:

- log Kb + -log [ B] = -log [ OH2 = 2 pOH

pOH = 1/2 p Kb - 1/2 log [B]


ACIDOS POLIPROTIDOS: Poseen mas de un átomo de hidro-geno disociable. Ej. Acido sulfuroso, H2SO3

H2SO3(ac) H+(ac) + H2SO3

-(ac) Ka1 = 1.7 x 10-2

HSO3-(ac) H+

(ac) + SO3-2

(ac) Ka2 = 6.4 x 10-8

CONSTANTES DE DISOCIACION: Se conocen como Ka1 y Ka2

donde el subíndice numérico indica el protón especifico que se disocia. CUAL CONSTANTE ES MAYOR: Para el acido sulfuroso la primeraconstante es mucho mayor.


CUANTO MAYOR ES Ka1 QUE Ka2 : Haciendo un sencillo calculoy considerando solo los exponentes 10-2/10-8 = 106, esto significa que el primer protón es un millón de veces mas acido que el segundo protón

PORQUE Ka1 ES MAYOR QUE Ka2: Las interacciones electrostáticas son mayores entre el protón y un anion que entre un H+ y unamolécula sin carga

NORMA: Siempre es mas fácil extraer el primer protón de un acidopoliprotido que el segundo.

ANALOGIA: Para un acido con tres protones, será mas fácil extraerel segundo protón que el tercero. Para un acido del tipo HnX, el protón n-1, será mas fácil de extraer que n.


pH Ca (OH)2 SATURADO O LECHADA DE CAL

Solubilidad Ca (OH)2 = 1,58 g/L

Molaridad Ca (OH)2 = 1,58 / 74 = 0,021 M

Ca (OH)2 Ca2+ + 2OH-

0,021 moles 0,021 2. 0,021 moles

pOH = - log (2. 0,021) = 1,38 pH = 12,62


pH ACIDO FOSFORICO 50% P/V

H3PO4 50% P/V = 500 g H3PO4 / L

M = 500 / 98 = 5,1 M

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- pKa1 = 2,12

H2PO4- + H2O H3O+ + HPO4

2- pKa2 = 7,21

HPO42- + H2O H3O+ + PO4

3- pKa3 = 12,32


pH = - log [H3O+]

[H3O+] [H2PO4- ]

Ka1 =

[H3PO4]

pH = 1/2 p Ka1 - 1/2 log [H3PO4]

pH = 1/2 2,12 - 1/2 log 5,1

pH = 0,6


SOLUCIONES BUFFER

Definición:Solución reguladora de pH

Composición:Acido débil mas sal base conjugadaBase débil mas sal ácido conjugado

Porque ácido o base débil:Por la capacidad de la sal del ácido (base) deaceptar (ceder) protones.


CH3COOH + H2O H3O+(ac)

+ CH3COO- (ac)

1.- Presencia de CH3COO- inhibe la disociación del ácido. Principio de Le Chatelier.

2.- Ion CH3COO- es un aceptor de protones.

3.- CH3COOH es un dador de protones.

a.-

Composición del buffer:

CH3COOH + CH3COONa Acido Base


b.- NH4OH (ac) NH4+

(ac) + OH-

(ac)

1.- Presencia de NH4+ inhibe la disociación de la

base. Principio de Le Chatelier.

2.- Ion NH4+ es un dador de protones

NH4+ (ac) + H2O NH3

(ac)

+ H3O+(ac)

3.- NH4OH es un aceptor de protones

NH4OH (ac) + H+ NH4+

(ac) + H2O

(ac)

Composición del buffer:NH4OH + NH4ClBase Acido


Sistema tampón ácido:[ HA] : Acido débil [ NaA] :Sal sódica del ácido débil

HA (ac) H+

(ac) + A- (ac)

NaA (ac) Na+ (ac) + A-

(ac)

[H+] [A-] Ka =

[HA] [A-] = [Acido] + [sal] [A-] = [H+]


[H+] [A-]

Ka = [HA]

[A-] = [Acido] + [sal] [A-] = [H+] Ka [HA]

[H+] = / -log

[A-] [A-]pH = pKa + log [HA]

Luego:

[Sal-]pH = pKa + log [Acido]

En general: Ecuación de Henderson-Hasselbach


Sistema tampón básico:BOH : base débil BCl : sal de base débil (cloruro)

BOH(ac) B+(ac)

+ OH-(ac)

BCl(ac) B+(ac)

+ Cl-(ac)

[B+] [OH-] Kb =

[BOH]

[B+] = [Base] + [sal] [B+] = [OH-]


[B+] Kb

[OH-] = / log [BOH]

[B+]pOH = pKb + log [BOH]

Luego:

[Sal]pOH = pKb + log [Base]

En general: Ecuación de Henderson-Hasselbach


Rango de actividad de los buffers:

Acido 1 10Razón [Sal] / [Acido] = y 10 1 10pH = pKa + log = pKa + 1 1 1pH = pKa + log = pKa - 1 10

pH = pKa + 1


Base 1 10Razón [Sal] / [Base] = y 10 1

pOH = pKb + 1

Concentración de los buffers:

[Buffer ácido] = [Sal] + [Acido]

[Buffer basico] = [Sal] + [Base]

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