equilibrio acido base. quimica general

1. 1
Ácido-Base

2. 2
Características
ÁCIDOS:
 Tienen sabor agrio.
 Son corrosivos para la
piel.
 Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias
 Atacan a los metales
desprendiendo H2.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
 Tiene sabor amargo.
 Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
 Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
 Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
 Disuelven grasas.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.

3. 3
Definición de Arrhenius
 Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.
 ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
 BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

4. 4
Disociación
 ÁCIDOS:
 AH (en disolución acuosa)  A– + H+
 Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO4
2– + 2 H+
 BASES:
 BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–
 Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

5. 5
Neutralización
 Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
 H+ + OH– — H2O
 El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
 NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

6. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
 ÁCIDOS:
 “Sustancia que en disolución cede H+”.
 BASES:
 “Sustancia que en disolución acepta H+”.

7. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-b
7
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
[Lectura: Petrucci 17.2]
2 2
NaOH H O Na H O OH
 
   
ácido
base
3 2 4
NH H O NH OH
 
  
ácido
base
3 2 4
NH H O NH OH
 
 
3 2 4
NH H O NH OH
 
  
ácido base
ácido
base ácido base
2 3
HCl H O Cl H O
 
  
ácido base
conjugados
conjugados

8. 8
Teoría de Lewis ()
ÁCIDOS:
 “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
 “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.

9. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-b
9
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
[Lectura: Petrucci 17.9]
ácido
de Lewis
base
de Lewis
aducto

10. 10
Teoría de Lewis (cont.)
 De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
 AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
 Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H
| | | |
Cl H Cl H

11. 11
Equilibrio de ionización del agua.
 La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac)
 H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O2
 Como H2O es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
 conocido como “producto iónico del agua”

 [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH

12. 12
Concepto de pH.
 El valor de dicho producto iónico del agua
es: KW (25ºC) = 10–14 M2
 En el caso del agua pura:
 ———–
H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M
 Se denomina pH a:
 Y para el caso de agua pura, como
H3O+=10–7 M:
 pH = – log 10–7 = 7
3
pH log [H O ]

 

13. 13
Tipos de disoluciones
 Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
 luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14 M2

14. 14
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
14
1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13
5 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada

15. 15
Concepto de pOH.
 A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
 Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
 Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
 pH + pOH = 14
 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]

 

16. 16
Electrolitos fuertes y débiles
 Electrolitos fuertes: ()
Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+
NaOH (ac)  Na+ + OH–
 Electrolitos débiles: ()
Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O  NH4
+ + OH–

17. 17
Electrolitos fuertes y débiles
[A–] [H+]
[H+]
[A–]
[HA]
[HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil

18. 18
Fuerza de ácidos.
 En disoluciones acuosas diluidas (H2O 
constante) la fuerza de un ácido HA depende
de la constante de equilibrio:
 HA + H2O  A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = ——————  Kc · H2O = ——————
HA · H2O HA
 

  
3
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C a
A H O
K H O K
HA
constante de
 disociación
(K acidez)

19. 19
Fuerza de ácidos (cont.).
 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
 Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará
disociado casi en su totalidad.
 Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
 Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)
es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

20. , Equilibrio ácido-base I 20
Ácidos y bases fuertes
Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha
2 3
HCl H O Cl H O
 
   NaOH Na OH
 
 
- puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas
- 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
2 3
2H O H O OH
 

Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes
HCl HBr HI
4
HClO
3
HNO
2 4
H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
 2
Mg OH  2
Ca OH
 2
Sr OH  2
Ba OH
[Lectura: Petrucci 17.4]

21. 21
Ionización para Ácidos
y bases monoproticos
débiles

22. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-b
22
Ácidos y bases débiles
Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3
HA H O A H O
 
  Constante de ionización
o de acidez del ácido HA
[Lectura: Petrucci 17.5]
3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

2
B H O HB OH
 
  Constante de ionización
o de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
 

2 3
HCN H O CN H O
 
 
10
6,2 10
a
K 
  9,21
a
pK 
- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)
3 2 4
NH H O NH OH
 
 
5
1,8 10
b
K 
  4,74
b
pK 
- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb)

23. , 6. Equilibrio ácido-base I
Grado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)
Grado de ionización =
2 3
HA H O A H O
 
 
x
 x

x

3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

Concentración de ion H en el equilibrio
Concentración inicial del acido
100%

Para ácidos monoproticos, la concentración del acido que se ioniza es
igual a la concentración de los iones H+ .

24. 24
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

25. 25
Valoraciones ácido-base
 Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.

26. 26
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH