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• Israel Alamos

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6. Equilibrios ácido-base I

Química (1S, Grado Biología) UAM

6. Equilibrio ácido-base I

Contenidos Equilibrios ácido-base I • • • •

Ácidos y bases Producto iónico del agua. Disoluciones neutras, ácidas y básicas. Concepto de pH. • Ácidos y bases fuertes y débiles: Ka y Kb. • Grado de ionización. • Ácidos polipróticos.

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6. Equilibrio ácido-base I

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Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 17.1, 17.2, 17.3, 17.4, 17.5, 17.6, 17.9

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Ácidos y bases

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Ácidos y bases • Teoría de Arrhenius:

(punto de partida, superada)

– Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua

HCl ( g )

H 2O

H  ( ac) Cl  ( ac )

– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua

NaOH ( s)  

H 2O

Na   ( ac ) OH  ( ac )

– ¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3? • “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.” • ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua! • Necesitamos otra teoría

[Lectura: Petrucci 17.1] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ácidos y bases • Teoría de Brønsted y Lowry:

(aceptada hoy para ácidos y bases en disolución acuosa)

– Ácido: dador de protones – Base o álcali: aceptor de protones – Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones

HCl  H 2O  Cl   H 3O  ácido

base

NaOH  H 2O  Na   H 2O  OH  base

ácido

NH 3  H 2O  NH 4  OH 

base

ácido

NH 3  H 2O ƒ

base

ácido

conjugados

NH 3  H 2O  NH 4 OH  ácido

base

NH 4  OH  ácido

base

conjugados

[Lectura: Petrucci 17.2] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ácidos y bases • Teoría de Lewis:

(aceptada hoy para ácidos y bases en general)

– Ácido: aceptor de pares de electrones – Base o álcali: dador de pares de electrones – Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones

ácido de Lewis

base de Lewis

aducto

[Lectura: Petrucci 17.9] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ácidos y bases en disolución

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Equilibrio de autoionización. Producto iónico del agua H

H

H 2O  H 2O ƒ

H 3O   OH 

base débil

ácido fuerte

ácido débil

K w,298  1, 0  1014

base fuerte

Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base 

(Aunque no escribimos el subíndice eq, nos referirnos a concentraciones de equilibrio de aquí en adelante)



[ H 3O ][OH ]  K w Agua pura:

[ H 3O  ]  [OH  ]  K w

a 25ºC:

[ H 3O  ]  [OH  ]  1, 0 1014  1, 0 107 M

a 60ºC:

[ H 3O  ]  [OH  ]  9, 6 1014  3,110 7 M

Dsln. ácida

Dsln. neutra

Dsln. básica o alcalina

[ H 3O  ]  [OH  ]

[ H 3O  ]  [OH  ]

[ H 3O  ]  [OH  ] [Lectura: Petrucci 17.3]

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pH, pOH y pK Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho menores que 1 M; p.ej:

Def.:

[ H 3O  ]  3, 7 104 M [ H 3O  ]  103,43 M

[OH  ]  2, 7 1011 M [OH  ]  1010,57 M

25º C K w  1, 0 1014 K w  1014,00

pH   log[ H 3O  ]

pOH   log[OH  ]

pK w   log K w

pH  3, 43 [ H 3O  ]  10 pH M

pH  10,57 [OH  ]  10 pOH M

pK w  14, 00 K w  10 pK w

[ H 3O  ][OH  ]  K w  log[ H 3O  ]  log[OH  ]   log K w pH  pOH  pK w 25º C ; pH  pOH  14, 00 Química (1S, Grado Biología) UAM

[Lectura: Petrucci 17.3]

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[ H 3O  ] / M

pH

pOH

L

L 12, 00 11, 00 10, 00 9, 00 8, 00 7, 00 6, 00 5, 00 4, 00 3, 00 2, 00 L

L 2, 00 3, 00 4, 00 5, 00 6, 00 7, 00 8, 00 9, 00 10, 00 11, 00 12, 00 L

1, 0  1012 1, 0  1011 1, 0  1010 1, 0 109 1, 0 108 1, 0 107 1, 0 106 1, 0 105 1, 0 104 1, 0 103 1, 0 102 L

[OH  ] / M L

1, 0 102 1, 0 103 1, 0 104 1, 0 105 1, 0 106 1, 0  107 1, 0 108 1, 0  109 1, 0  1010 1, 0 1011 1, 0  1012 L

Basicidad

Acidez

pH, pOH y pK

[Lectura: Petrucci 17.3] Química (1S, Grado Biología) UAM

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pH y pOH Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H 3O+]?

4,35   log[ H 3O  ]

log[ H 3O  ]  4,35

[ H 3O  ]  104,35  4,5  105 M

Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale [OH-]?

pOH  14, 00  pH  14, 00  11, 28  2, 72 2, 72   log[OH  ]

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[OH  ]  102,72  1,9 103 M

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Ácidos y bases fuertes Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha - puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas

HCl  H 2O  Cl   H 3O 

NaOH  Na   OH 

- el aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable

2H 2O … H 3O   OH  Ácidos fuertes más frecuentes

HCl HBr HI HClO4 HNO3 H 2 SO4 (sólo la 1ª ionización)

Bases fuertes más frecuentes

LiOH

NaOH

RbOH

CsOH

KOH

Mg  OH  2 Ca  OH  2 Sr  OH  2

Ba  OH  2 [Lectura: Petrucci 17.4]

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Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH?

HCl  H 2O  Cl   H 3O  c0  c0 (c0 ) 2H 2O ƒ

H 3O   OH  w w

[ H 3O  ][OH  ]  K w

 0, 015M

1

• los Cl- proceden de la ionización del ácido

[ H 3O  ]  c0  w ; c0  0, 015M

2

~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido

[Cl  ] 

c0

[OH  ]  w 3

 6, 7  1013 M

• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw

[OH  ]  K w [ H 3O  ]  1, 0  1014 0, 015  6, 7 1013 M Química (1S, Grado Biología) UAM

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• los OH- proceden de la ionización del agua

4

pH   log 0, 015  1,82

[Lectura: Petrucci 17.4] 6. Equilibrio ácido-base I

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Ácidos y bases fuertes Ejemplo: Disolución saturada de Ca(OH)2(ac). ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [Ca(OH)2: solubilidad a 25ºC 0,16 g/100 ml.]

Ca (OH ) 2 ( s ) ƒ

( s)

2H 2O ƒ

Ca (OH ) 2 ( ac )  Ca 2   2OH  s 2s H 3O   OH  w w

 0, 022M

[Ca 2 ]  s [ H 3O  ]  w

[ H 3O  ][OH  ]  K w 1

 2,3 1013 M [OH  ]  2s  w ; 2s  0, 044M 2

1

• la concentración de base disuelta e ionizada es su solubilidad molar

• los Ca2+ proceden de la ionización de la base disuelta

3

• los H3O+ proceden de la ionización del agua ~ todo el OH-procede de la ionización del la base disuelta

3

• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw

[ H 3O  ]  K w [OH  ]  1, 0  1014 0, 044  2,3 1013 M

0,16 g Ca(OH ) 2 1 mol Ca (OH ) 2 1000 ml 100 ml dsln 74,1 g Ca(OH ) 2 1l  0, 022M

[Ca 2 ][OH  ]2  K ps

4

pH   log 2,3  1013  12, 64 [Lectura: Petrucci 17.4]

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Ácidos y bases débiles

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Ácidos y bases débiles Es necesario considerar su equilibrio de ionización

HA  H 2O ƒ



A  H 3O

HCN  H 2O ƒ



[ A ][ H 3O  ]  Ka [ HA]

CN   H 3O 

K a  6, 2 1010

Constante de ionización o de acidez del ácido HA

pK a  9, 21

- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)

B  H 2O ƒ

HB   OH 

NH 3  H 2O ƒ

[ HB  ][OH  ]  Kb [ B]

NH 4  OH 

K b  1,8 105

Constante de ionización o de basicidad de la base B

pK b  4, 74

- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb) [Lectura: Petrucci 17.5] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ácidos débiles

Fuerza del ácido

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Fuerza de la base

Bases débiles

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6. Equilibrio ácido-base I

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Ácidos débiles Disolución HA(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución? [ A ][ H O  ]  

HA  H 2O ƒ

x

2H 2O ƒ

[ HA] [ A ] [ H 3O  ] [OH  ]

 c0  x 1 x  xw ; x w 2

1

NO

A  H 3O x x H 3O   OH  w w

3

 Ka

[ HA] [ H 3O  ][OH  ]  K w

¿ 4c0  K a ?

; c0

• el HA se ioniza parcialmente; ¿es Ka suficientemente pequeña para que c0-x=c0? • los A- proceden de la ionización del ácido

2

~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido (Kw Ka3  4



H 3 PO4  H 2O ƒ

H 2 PO  H 3O

H 2 PO4  H 2O ƒ

HPO42  H 3O 

HPO42  H 2O ƒ

PO43  H 3O 

x

y z

2H 2O ƒ

[ H 3 PO4 ]  c0  x [ H 2 PO4 ]  x  y ; x [ HPO42 ]  y  z ; y [ PO43 ]  z [ H 3O  ]  x  y  z  w [OH  ]  w

x

x

y

y

z

z

H 3O   OH  w

w

( K a 2  K a1 ) ( K a 3  K a 2 ) ; x (& K w  K a1 )

[ H 2 PO4 ][ H 3O  ]  K a1  7,1 103 [ H 3 PO4 ] [ HPO42 ][ H 3O  ] 8  K  6, 2  10 a2 [ H 2 PO4 ] [ PO43 ][ H 3O  ]  K a 3  4, 4  10 13 2 [ HPO4 ]

[ H 3O  ][OH  ]  K w  1, 0 10 14

x2  K a1 c0  x y  Ka2 zx  Ka3 y x w  Kw

x

1

y

2

z

3

w

4

[Lectura: Petrucci 17.6] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ácidos polipróticos Ejemplo: Disolución H3PO4(ac) 3.00 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y el pH? 1 2 3 4

¿ 4c0  K a1 ? 12, 00  7,1 103  12, 00 y  K a 2  6, 2 108

SI

x2  K a1 c0

x  c0 K a1  3, 00 7,1 103 x  0,15

8 y 6, 2  10 z  K a3  4, 4  1013  1,9  1019 x 0,15 14 1, 0 10 K w w   6, 7 1014 x 0,15

[ H 3 PO4 ]  c0  x [ H 2 PO4 ]  x  y ; x [ HPO42 ]  y  z ; y [ PO43 ]  z [ H 3O  ]  x  y  z  w [OH  ]  w

 2,85 M  0,15 M  6, 2 108 M  1,9 1019 M ; x  0,15 M  6, 7 1014 M

pH   log 0,15  0,82 Química (1S, Grado Biología) UAM

x2  K a1 c0  x y  Ka2 zx  Ka3 y x w  Kw

x

1

y

2

z

3

w

4

[Lectura: Petrucci 17.6] 6. Equilibrio ácido-base I

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Ácidos polipróticos: El ácido sulfúrico H2SO4 1ª ionización: ácido fuerte; 2ª ionización: ácido débil Ejemplo: Disolución H2SO4(ac) 0,50 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la disolución y pH? [Ka2=1,1x10-2]

H 2 SO4  H 2O  HSO4  H 3O  (c0 )

c0

HSO4  H 2O ƒ x

2H 2O ƒ

[ H 2 SO4 ] [ HSO4 ] [ SO42 ] [ H 3O  ] [OH  ]

0  c0  x x

c0

SO42  H 3O 

[ SO42 ][ H 3O  ]  [ HSO4 ]

H 3O   OH 

[ H 3O  ][OH  ]  K w  1, 0 10 14

x

w

x

w

 0, 49 M  0, 011M

 c0  x  w ; c0  x  0,51M  2, 0 1014 M w pH   log 0,51  2,92

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x(c0  x)  Ka2 c0  x x  0, 011

K a 2  1,1 102

c0 x ; Ka2 c0 x ; K a 2  0, 011

Kw 1, 0 1014 w   2, 0 1014 c0  x 0,51 [Lectura: Petrucci 17.6] 6. Equilibrio ácido-base I

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