apunte de quimica

1. Ácidos y bases de Bronsted-Lowry
Según el modelo de B-L, ácidos son aquellas sustancias capaces de ceder un H+
(protón) mientras que las bases
son aquellas capaces de aceptarlo. A diferencia del modelo de Arrhenius, no se hacen requerimientos sobre la
estructura del compuesto o sobre la generación de una especie en particular, sino únicamente sobre su
capacidad de aceptar o ceder protones.
En solución acuosa, se vera que los ácidos de B-L cederán protones que, comúnmente, serán aceptados por
moléculas de agua (que, de esta forma, estarán actuando como bases de B-L) generando un aumento en la
concentración de hidronios (H3O+
).
Asimismo, las bases de B-L aceptaran protones que, comúnmente, provendrán también de moléculas de agua
(que estarán entonces actuando como ácidos de B-L) y provocaran entonces un aumento en la concentración de
oxhidrilos (OH-
).
Los compuestos que figuran del lado de los productos (A-
y BH+
) se denominan conjugados y al par de
compuestos justamente se lo llama par conjugado. Ej: HCl/Cl-
, NH3/NH4
+
Los ácidos que ceden un único protón por cada molécula se denominan monopróticos (ej: HCl, HF, HNO3, HClO4)
mientras que aquellos que tienen la capacidad de ceder mas de un protón se denominan polipróticos (ej: H2S,
H2SO4, H3PO4).
Las dos reacciones descriptas anteriormente muestran que el agua tiene la capacidad de actuar como ácidos o
bases de B-L. En particular, una molécula de agua puede actuar como ácido cediendo un H+
frente a otra
molécula de agua que actuara como base aceptándolo. Tal reacción no es completa sino que constituye un
equilibrio (llamado de autoionizacion) y presenta su correspondiente constante:
A 25ºC el pequeño valor de la constante (Kw = 10-14
) muestra que este equilibrio esta marcadamente
desplazado hacia reactivos, esto es, hacia la existencia de moléculas de agua sin ionizar (lo cual coincide con
nuestra experiencia cotidiana!). Sin embargo es importante recordar que la existencia de este equilibrio tiene
como consecuencia que SIEMPRE que haya moléculas de agua en un sistema también habrá una cierta cantidad
de hidronios y de oxhidrilos.
Como forma de expresar concentraciones o valores muy chicos se define y utiliza el operador matemático
p = -log
Aplicándolo: pH = - log(H3O+
)
pOH = - log(OH-
)
pKw = - log Kw
Se define como solución neutra a aquella en la que la concentración de hidronios es igual a la de oxhidrilos.
Asimismo, una solución será ácida si la concentración de hidronios es mayor a la de oxhidrilos y básica en caso
contrario. Tomando el valor de la constante de autoionizacion correspondiente a 25ºC y las definiciones aquí
dadas, llegaremos a las siguientes conclusiones:

2.
SC ácida SC neutra SC básica
(H3O+
) > (Kw)1/2
= 10-7
M
(OH-
) < (Kw)1/2
= 10-7
M
pH < 0,5 log Kw = 7
pOH > 0,5 log Kw = 7
(H3O+
) = (OH-
) = 10-7
M
pH = pOH = (Kw)1/2
= 7
(H3O+
) < (Kw)1/2
= 10-7
M
(OH-
) > (Kw)1/2
= 10-7
M
pH > 0,5 log Kw = 7
pOH < 0,5 log Kw = 7
(en negrita los resultados que valen únicamente si la temperatura es 25ºC)
Se puede ordenar tales resultados en el siguiente diagrama:
En el siguiente diagrama, por su parte, se resumen las 4 formas de cuantificar la acidez o basicidad de una
solución dada. Debe quedar claro que una vez conocido cualquiera de los 4 valores relacionados, los otros 3
pueden despejarse directa o indirectamente.
Ácidos y bases fuertes
Los ácidos y bases fuertes responden a las reacciones descriptas inicialmente. Su particularidad radica en que la
cesión o aceptación de H+
es por medio de una reacción completa. En el caso particular de los ácidos, no habrá
restos de ácido sin disociar (sin ceder H+
) sino que la totalidad de las moléculas del ácido fuerte cederán su
correspondiente protón. Asimismo, toda molécula de base fuerte aceptara el correspondiente protón sin

3. quedar ningún resto de base sin protonar.
Ante la disolución de un ácido o de una base fuerte en agua cada mol de la misma dará la correspondiente
cantidad de oxhidrilos o hidronios. podrá, en general plantearse el siguiente balance de masa:
i) CA
f) - CA n .CA
De esta forma, la concentración molar del ácido o de la base fuerte permitirán conocer, multiplicando por el
coeficiente estequiométrico adecuado, la concentración molar de hidronios u oxhidrilos y a partir de ello, el
pH o el pOH (casi todos los ácidos utilizados en la guía son monopróticos y n vale entonces casi siempre 1).
Ácidos y bases débiles
Los ácidos y bases débiles también responden a las reacciones descriptas inicialmente pero, en su caso, la
cesión o aceptación de H+
queda determinada por una situación de equilibrio y, por lo tanto, en solución
acuosa quedan reactivos sin reaccionar (ácido sin disociar o base sin protonar, respectivamente). Como todo
equilibrio presentaran la correspondiente constante (de acidez o de basicidad respectivamente) la cual indicara
la fuerza del ácido o base.
Dado que como toda constante de equilibrio las concentraciones de los productos aparecen en el numerador y
la de los reactivos en el denominador, el valor de la constante es directamente proporcional a la fuerza: a
mayor valor de la constante de acidez, mas ácido (y mayor concentración de hidronios, menor de oxhidrilos,
mayor pOH y menor pH) tendrá el ácido. Análogamente, a mayor valor de la constante de basicidad, mas básico
(y mayor concentración de oxhidrilos, menor de hidronios, menor pOH y mayor pH) tendrá la base.
Los correspondientes balances de masa diferirán de los que observábamos en el caso de los ácidos y bases
fuertes:
i) CA
eq) CA - x x x
(recordar que aquí, al igual que para los fuertes, es necesario multiplicar la x por el coeficiente
estequiometrico de cada especie)
La constante del equilibrio será:
Debe notarse que los respectivos conjugados también presentan su propio equilibrio ácido-base (y sus
correspondientes constantes)

4.
Puede demostrarse que: Kb . Ka = Kw
y, adicionalmente,: pKb + pKa = pKw
(siempre que utilicemos el pKa y el pKb de un par conjugado)
Estas ultimas ecuaciones muestran que la fuerza de un ácido o de una base es inversamente proporcional a la
fuerza de su conjugado. Esto es: cuanto mas débil sea un ácido, mas fuerte será su base conjugada (y
viceversa).
Grado de disociación (α): se define como grado de disociación al cociente entre la concentración en el equilibrio
de la base conjugada del ácido y la concentración inicial del mismo. Al ser un cociente las unidades se simplifican
y el grado de disociación no lleva unidad. Dada su definición el valor del grado de disociación puede situarse
entre 0 y 1.
Principio de Le Chatelier
El llamado principio de Le Chatelier sostiene que cuando un sistema en equilibrio es sometido a una
perturbación responde de manera de contrarrestar la perturbación efectuada. En el caso de los equilibrios
químicos estudiados en este curso, nuestro objetivo será determinar si el sistema se desplazara hacia reactivos
o hacia productos según sea la perturbación efectuada. Por ej:
● Ante el agregado de un R, el sistema se desplazara hacia productos, buscando consumir el R agregado
(análogamente en el caso de agregar un P).
● Ante la eliminación de un P el sistema se desplazara hacia productos, de manera de regenerar el P
eliminado.
● Ante la dilución de un sistema en equilibrio, el mismo se desplazara de manera de contrarrestar los
cambios en las concentraciones, siempre teniendo en cuenta que el valor de la constante no puede
modificarse (excepto con un cambio de T). Por lo tanto, si mi concentración tiene "mas concentraciones"
en el numerador, el sistema se desplazara hacia productos. Si la constante tiene mas concentraciones
en reactivos, se desplazara hacia reactivos. Esto es solo una ayuda memoria, recordar la explicación
dada en clase para la justificación.
● Cambios de T: Un aumento en la T siempre favorece el progreso de una reacción endotérmica.
Análogamente, una disminución en la T favorece a una reacción exotérmica.
Soluciones reguladoras (buffer)
Las soluciones reguladoras derivan su nombre de su capacidad de amortiguar las variaciones de pH ante el
agregado de una base o un ácido. Esta amortiguación implica que la variación del pH al agregar un ácido o una
base es mucho menor cuando ese agregado es hecho a un buffer que cuando es hecho a agua pura.
Las soluciones reguladoras contienen a un par conjugado débil en altas concentraciones y con concentraciones
similares de cada uno de los conjugados. Es decir, para realmente poder regular el pH se necesita tener tanto a
un ácido débil como a su base conjugada, ambos en concentraciones altas y parecidas entre si. SI no se cumple
alguna de esas 3 condiciones (presencia de un par conjugado, concentraciones parecidas, concentraciones
altas) la solución NO regula el pH.

5. Bajo esas condiciones el pH de la solución reguladora puede calcularse por medio de la ecuación de Henderson:
El valor de pKa es, obviamente, el del ácido del par conjugado utilizado. Ca es la concentración del ácido y Cb la
de la base conjugada. Esta ecuación es una solución aproximada a nuestro normal calculo del pH. Al utilizarla
estamos suponiendo que la concentración de oxhidrilos y de hidronios son ambas muy pequeñas al compararlas
con la concentración del ácido débil y de su base conjugada. Esta suposición es cierta cuando se cumplen las 3
condiciones enunciadas en el párrafo anterior y, en particular, cuando el pH de la solución reguladora no se
aparta del pKa en mas de una unidad.
Esta ultima condición implica que un dado par conjugado solo sirve para preparar buffers de pH cercanos al pKa
del ácido débil del par. Por ej: con HF y F-
solo se podrá preparar soluciones reguladoras de pH entre 2,19 y
4,19. Similarmente si tengo como objetivo preparar un buffer de un dado pH solo serán de utilidad pares
conjugados cuyos pKa estén, como máximo, a una unidad de distancia del pH deseado.
La preparación de un buffer puede hacerse de diferentes maneras:
● tenemos la opción obvia de mezclar soluciones de un ácido débil y su base conjugada. Por ejemplo,
mezclando una solución 0,1M de HF con una solución 0,1M de NaF obtendré un buffer de HF/F-
que
regulara a un pH de 3,19 (correspondiente al pKa del par conjugado).
● una segunda opción es partir de uno de los integrantes del par conjugado y obtener el otro por
reacción con una base o un ácido fuerte. Por ej: parto de una solución de HF y genero el F-
agregando
una cierta cantidad de NaOH. Segundo ej: parto de NH3 y agrego una cierta cantidad de HCl a fin de
generar NH4
+
.
Mecanismo de regulación: Las soluciones reguladoras son capaces de amortiguar la variación en el pH porque al
poseer los dos miembros de un par conjugado en equilibrio puede actuar neutralizando tanto un agregado de
ácido como de base, siempre obviamente con el consumo de uno de sus miembros.
Por ej: un buffer de HF/F-
puede amortiguar el agregado de otro ácido (HA) pues tal ácido reaccionara con los
fluoruros y no generara directamente hidronios sino HF:
Similarmente, también podrá amortiguar el agregado de una base (B) pues la misma reaccionara con el HF y no
generara directamente oxhidrilos sino F-
:
CONSEJOS PARA LOS EJERCICIOS
Dilución de un ácido o de una base
NUNCA debe utilizarse una ecuación de dilución (Ci Vi = Cf Vf) con la concentración de hidronios o de oxhidrilos.
La forma correcta de calcular el pH luego de una dilución es, primero, tener en cuenta la dilución del ácido o de
la base y, luego, con la nueva concentración realizar el calculo de pH usual.
Por ej: "Calcular el pH si se parte de 10 ml de una solución de HF 0,1 M y se lo lleva a 50 ml con agua destilada".
Primero se calcula la concentración de HF tras la dilución: para ello se utiliza la ecuación de la dilución,
despejando la Cf. En nuestro ejemplo Cf = (0.1M . 10ml)/50ml = 0.02M. Luego efectuamos el calculo de pH de
una solución de HF 0.02 M, olvidándonos por completo que tal solución provino de efectuar una dilución y
llevando a cabo el calculo normal de pH.

6.
Relaciones
Recordar que el operador p invierte las relaciones:
● a mayor pH, menor concentración de hidronios
● a mayor pOH, menor concentración de oxhidrilos
● a mayor pKa, menor Ka
La fuerza es directamente proporcional al valor de la constante:
● a mayor Ka, mayor fuerza ácida y mayor concentración de hidronios
● a mayor Kb, mayor fuerza básica y mayor concentración de oxhidrilos
Dado el equilibrio de autoionizacion del agua:
● a mayor concentración de hidronios, menor concentración de oxhidrilos
● a mayor pOH, menor pH
Dada la relación entre las constantes en un par conjugado
● a mayor Ka, menor Kb del conjugado
Por supuesto, cualquier combinación de las anteriores resulta de utilidad:
● a mayor Kb, menor Ka del conjugado y menor fuerza ácida del mismo
● a menor pOH, mayor Kb y mayor pKa del conjugado
● y cualquier otra relación posible.............!!!!
Típico calculo de pH
Recordar de realizar SIEMPRE todo lo siguiente: escribir la reacción o equilibrio del ácido o de la base. también
la de autoionizacion del agua. A continuación la expresión de la constante de equilibrio (si corresponde) y el
valor de la misma si se lo tiene como dato (o a partir del pKa o pKb). Luego corresponde escribir los balances
de masa, no olvidando todas las particularidades de los mismos. El cuarto paso consiste en combinar el balance
masa (es decir, las concentraciones en el equilibrio) con la expresión de la constante. Para ácidos monopróticos
débiles llegaremos a la siguiente ecuación:
En esta ecuación x representa a la concentración de ácido que se ha disociado y, por lo tanto, también
representa la concentración de hidronios y de la base conjugada en el equilibrio. CA es la concentración de ácido
inicial.
Dependiendo del ejercicio, tendremos que despejar Ka, CA o x. En este ultimo caso, realizando el despeje se
llegara a una ecuación cuadrática la cual tendrá que ser resuelta con la recordada ecuación resolvente
(descartando el valor que no tenga sentido químico)
Para una base débil que genere un único oxhidrilo, llegaremos a una ecuación similar:
La forma de utilizarla es similar a la de ácidos débiles, con la enorme diferencia de que x será aquí la
concentración de oxhidrilos!
RECORDAR: si hemos obtenido x (porque nos pedían el pH, por ej) con ese mismo valor podremos obtener
cualquiera de las otras concentraciones en el equilibrio. Chequear que x no es únicamente la concentración de
hidronios u oxhidrilos sino también la de los conjugados del compuesto de partida.

7. Es VITAL trabajar siempre con concentraciones molares. Si en un enunciado nos dieran la concentración en otra
unidad primero realizaremos el pasaje a molaridad y recién luego comenzaremos lo restante del ejercicio.
OJO CON LAS UNIDADES: toda concentración siempre estará expresada en molaridad; si la utilizamos en el
calculo de una constante de equilibrio escribiremos el numero sin unidad, pero siempre el de la molaridad!!!!.
Cuando despejemos x de la ecuación cuadrática, o la concentración de hidronios u oxhidrilos a partir de pH o
pOH SE AGREGARA la unidad correspondiente, que es siempre molaridad.
OJO CON COMO SE EXPRESAN LOS RESULTADOS: Todo resultado numérico se escribe con tres cifras
significativas, EXCEPTO los valores en escala logarítmica (los que tiene "p": pH, pOH, pKa, etc), los cuales llevan
SIEMPRE dos decimales.