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• WilfredoPeralesRomero

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22/04/2015

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

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LA ESCALA DE pH

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pH DE SOLUCIONES DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Consideremos los ácidos hidrácidos del grupo VII. Tabla 1:

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Energía de Disociación de enlace de los halogenuros de hidrógeno.

_________________________________________ Ácido Energía de Disociación de enlace Fuerza ácida en agua H–F 568.2 Kjoules/mol débil H - Cl 431.9 Kjoule/ mol fuerte H - Br 366.1 Kjoule/ mol fuerte H - I 298.3 Kjoule / mol fuerte ______________________________________________________

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La fuerza de un ácido depende de varios factores: propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del ácido. Enfocarenos nuestra atención a la estructura de los ácidos. ACIDOS BINARIOS: Sea un ácido HX, los factores que determinar la fuerza del ácido son la polaridad la energía de enlace H – X, mientras más polar sea el enlace, el ácido se ioniza con mayor facilidad en H⁺ y X ‾ , por otro lado los enlaces fuertes se ionizan con menor facilidad.

Como vemos, el efecto de la magnitud de la energía de enlace prevalece sobre la polaridad del enlace. HF < HCl < HBr < HI En el agua el HF sera un ácido debil, pero tanto el HCl, HBr y el HI serán de igual de fuertes en el agua, debido al efecto nivelador del agua, pero si usamos el ácido acético como disolvente se verá que el HI es más ácido que el HBr y este a su vez que el HCl. De igual manera para los ácidos del grupo VI: H2O < H2S < H2 Se < H2Te

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En un período la polaridad del enlace es el factor más importantes para la acidez.

1. Los oxácidos que tienen diferente átomos centrales pero que pertenecen al mismo grupo y que tienen el mismo número de oxidación. O

Aumento de Electronegatividades IV A VA VI A VII A Período 2: CH4 < NH3 < H2O < HF Período 3:

SiH4 < PH3 < H2S < HCl

2. Oxoácidos que tienen el mismo átomo central pero diferentes número de grupos enlazados a el, dentro de este grupo la fuerza ácida aumenta a medida que aumenta el número de oxidación del atomo central. HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

I O - Cl – O- H I O

O I O - Br – O- H I O

El Cloro y el Bromo tienen el mismo estado de oxidación +7, como el Cloro es mas electronegativo que el Bromo, atrae mas el par electrónico que comparte con el Oxígeno, en consecuencia el enlace O – H es mas polar en el acido perclórico y se ioniza mas fácilmente. HClO4 > HBrO4

Prediga cual es el ácido más fuerte de cada par. a) H2S, H2Se i) H3PO4, H2PO4 ‾ b) H2S, HBr j) HCO3 ‾ , CO3‾ ² c) PH3, NH3 k) CH3COOH, HCOOH d) H2SO4, H2SeO4 e) HClO3, HBrO3 f) HBrO, HBrO3 g) HCl, HF h) H2CO3, HNO3

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Son compuestos moleculares, derivados del amoniaco.

Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos iónicos de los metales alcalinos y de los metales alcalinos, el calcio tiene solubilidad apreciable Ej: LiOH(ac) Li ⁺(ac) + OH ‾(ac) NaOH(ac) Na⁺(ac) + OH ‾(ac) KOH(ac) K ⁺(ac) + OH ‾(ac) RbOH(ac) Rb⁺(ac) + OH ‾(ac) CsOH(ac) Cs⁺(ac) + OH ‾(ac) Ca(OH)2(ac) Ca⁺ ²(ac) + 2 OH ‾(ac)

NH3(ac) + H2O base débil

NH4⁺(ac) + OH ‾(ac) ácido fuerte

CH3-NH2(ac) + H2O

CH3-NH3⁺(ac) + OH ‾(ac)

C5H5N(ac) + H2O

C5-H5NH⁺(ac) + OH ‾(ac)

C6H5NH2(ac) + H2O

C6H5NH3⁺(ac) + OH ‾(ac)

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Prevalece de los fuertes hacia los débiles.

1. ¿ Cuál es la base de Bronsted más fuerte ? a) Cl -

b) ClO3-

c)

ClO -

d) NO3-

e) Br –

2. ¿ Cuál de las siguientes especies es la base de Bronsted más fuerte de cada par? a) HS- ó S-2 b)BrO- ó BrO2c) NO3- ó CO3-2 d) CN- ó Cl-

HNO2 Ácido débil

+ H 2O Base débil

HClO4 + CO3 - 2 Ácido fuerte

Base fuerte

NO2 ‾ + H3O ⁺ Base fuerte

Ácido fuerte

ClO4‾ + HCO3 Base débil

Ácido débil

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Auto protolisis del agua

Una de las propiedades más importantes del agua es su habilidad para actuar como ácido o como base el agua es una molécula anfiprótica

H2O + H2O  H3O+ + OHEl proceso de ionización del agua se expresa: H2O  H+ + OHSu constante de equilibrio estaría representada por la siguiente expresión:

Los iones son el resultado de naturaleza anfiprótica del agua.

la

Algunas moléculas ceden H+ y otras aceptan. En la auto ionización por cada molécula de agua que actúa como base otra actúa como ácido formándose los iones H3O+ + OH-

A esta nueva constante la llamamos constante del producto iónico del agua y se representa por KW. KW a 25 ºC tiene un valor de 1 x 10-14. KW = [H+][OH-] = 1 x 10 -14

[H+] = [OH-] = 1 x 10 -7

Kw = [H+] . [OH–]

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pH La escala del pH es una representación del equilibrio entre los iones de hidrógeno (H3O+) y los iones de hidróxido (OH-) en una solución. El pH (potencial del ión hidrógeno) de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:

Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:

Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00

pH = - log [H+]

La escala de pH

La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno):

El término pH deriva del francés “puissance d’hydrogène” (el “poder del hidrógeno”) La escala de pH es una manera conveniente de medir la cantidad de iones hidronio en solución La escala de pH es una medida directa del grado de acidez de una solución El pH se define como: pH = – log [H3O+] y

[H3O+] = antilog (– pH) = 10– pH

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Ejercicio 1: 

¿ Cual debe ser el pH ?de una solución HCl que se prepara mezclando 2 ml de solución concentrada de HCl al 35% en masa y densidad 1.19 g/ml hasta formar 500 ml de solución.

Completar el siguiente cuadro Solución

[H3 O + ]

HClO4

0.04 M

[OH - ]

pH

pOH 

KOH

12.30

Mg(OH)2

0.002M

Ejercicio 2: Se mezcla 25 ml de solución de HNO3 de pH 2.12 con 100 ml de agua. ¿Cuál será el pH de la solución resultante?

Ejercicio 3: ¿Cuál será el pH de una solución de HI que se obtiene mezclando 500 ml de HI 0.05M con 250 ml de HI 0.01M ?

pOH

Luego:

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH-) es decir:

log [H3O+] + log [OH-] = log 10-14 Cambiando de signo:

pOH : - log [OH-]

(- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = - log 10-14 (pH

El pH y el pOH se relacionan así: [H3O+]. [OH-]= 10-14 log [H3O+] + log [OH-]= log 10-14

+

pOH)

=

- log 10-14

Finalmente:

pH + pOH = 14

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Ejercicio 1: ¿Cuál es el pOH y pH de una solución 0,0001 M de hidróxido de sodio? Ejercicio 2: ¿ Cual es el valor de la [H3O + ] y el pH de una solución saturada de Ba(OH)2 que contiene 3.9 gramos de Ba(OH)2 por 100 ml de solución? Ba = 137, O=16, H = 1

1. Se mezclan 100 ml de HCl(ac) de pH 2 con 100 ml de NaOH(ac) con pH 11. ¿Cuál es el pH de la solución resultante ? 2. Se mezclan 50 ml de HI(ac) 0.015M con 75 ml de KOH(ac) . ¿ Cual debe ser la concentración molar de la solución del KOH para que la solución resultante sea de pH = 7 ?

Ejercicio 3: ¿Cuál es el pH que se obtiene al diluir 125 ml de KOH 0.606M con agua hasta obtener 1.5 litros de solución ?

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