Equilibrio acidobase

Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
6. Equilibrios ácido-base I6. Equilibrios ácido-base I

ContenidosContenidos
Equilibrios ácido-base IEquilibrios ácido-base I
• Ácidos y basesÁcidos y bases
• Producto iónico del agua.Producto iónico del agua.
• Disoluciones neutras, ácidas y básicas.Disoluciones neutras, ácidas y básicas.
• Concepto de pH.Concepto de pH.
• Ácidos y bases fuertes y débiles: KÁcidos y bases fuertes y débiles: Kaa y Ky Kbb..
• Grado de ionización.Grado de ionización.
• Ácidos polipróticos.Ácidos polipróticos.

Bibliografía recomendadaBibliografía 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

Ácidos y basesÁcidos y bases

• Teoría de Arrhenius: (punto de partida, superada)
– Ácido: sustancia que produce protones (H+
) en agua
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-
) en agua
– ¿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
2
( ) ( ) ( )
H O
g ac acHCl H Cl+ −
→ +
2
( ) ( ) ( )
H O
s ac acNaOH Na OH+ −
→ +
[Lectura: Petrucci 17.1]

• 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
2 2NaOH H O Na H O OH+ −
+ → + +
ácidobase
3 2 4NH H O NH OH+ −
+ → +
ácidobase
+ +ƒ
+ ¬ +
ácido base
ácidobase ácido base
2 3HCl H O Cl H O− +
+ → +
ácido base
conjugados
conjugados

• 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

Ácidos y bases enÁcidos y bases en
disolucióndisolución

Equilibrio de autoionización. Producto iónico del aguaEquilibrio de autoionización. Producto iónico del agua
2 2 3H O H O H O OH+ −
+ +ƒ 14
,298 1,0 10wK −
= ×
Agua pura:
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
(Aunque no escribimos el subíndice
eq, nos referirnos a concentraciones
de equilibrio de aquí en adelante)
14 7
3[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10H O OH M+ − − −
= = × = ×a 25ºC:
3[ ] [ ]H O OH+ −
= wK=
ácidobase ácido base
débil débil fuerte fuerte
H +
H +
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
14 7
3[ ] [ ] 9,6 10 3,1 10H O OH M+ − − −
= = × = ×a 60ºC:
3[ ] [ ]H O OH+ −
> 3[ ] [ ]H O OH+ −
= 3[ ] [ ]H O OH+ −
<
Dsln. ácida Dsln. neutra Dsln. básica o alcalina

pH, pOH y pKpH, pOH y pK
Def.:
4
3[ ] 3,7 10H O M+ −
= ×
3log[ ]pH H O+
≡ −
Las concentraciones molares de H3O+
y de OH-
en disolución suelen ser mucho
menores que 1 M; p.ej:
11
[ ] 2,7 10OH M− −
= ×
3,43
3[ ] 10H O M+ −
= 10,57
[ ] 10OH M− −
=
log[ ]pOH OH −
≡ −
3,43pH = 10,57pH =
14,00
10wK −
=
logw wpK K≡ −
14,00wpK =
14
1,0 10wK −
= ×
25ºC
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
3log[ ] log[ ] log wH O OH K+ −
− − = −
wpH pOH pK+ =
25º ;C 14,00pH pOH+ =

pH, pOH y pKpH, pOH y pK
3[ ]/H O M+
[ ]/OH M−
pH pOH
LL
11,0011
1,0 10−
×
9,009
1,0 10−
×
7,007
1,0 10−
×
5,005
1,0 10−
×
3,003
1,0 10−
×
LL
12
1,0 10−
× 12,00
10
1,0 10−
× 10,00
8
1,0 10−
× 8,00
6
1,0 10−
× 6,00
4
1,0 10−
× 4,00
2,002
1,0 10−
×
L
3,00
5,00
7,00
9,00
11,00
L
2,00
4,00
6,00
8,00
10,00
12,00
L
3
1,0 10−
×
5
1,0 10−
×
7
1,0 10−
×
9
1,0 10−
×
11
1,0 10−
×
L
2
1,0 10−
×
4
1,0 10−
×
6
1,0 10−
×
8
1,0 10−
×
10
1,0 10−
×
12
1,0 10−
×
Acidez
Basicidad

pH y pOHpH y pOH
Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+
]?
34,35 log[ ]H O+
= − 3log[ ] 4,35H O+
= − 4,35 5
3[ ] 10 4,5 10H O M+ − −
= = ×
Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale
[OH-
]?
14,00 14,00 11,28 2,72pOH pH= − = − =
2,72 log[ ]OH −
= − 2,72 3
[ ] 10 1,9 10OH M− − −
= = ×

Ácidos y bases fuertesÁcidos y bases fuertes
Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha
+ → + 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 32H O H O OH+ −
+…
Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes
HCl HBr HI
4HClO
3HNO
2 4H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
( )2
Mg OH ( )2
Ca OH
( )2
Sr OH ( )2
Ba OH

Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares
de las especies presentes en la disolución y el pH?
+ → +
0c+ 0c+0( )c−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
[ ]Cl−
=
3[ ]H O+
=
[ ]OH −
=
0c
0c w+
w
0c;
0,015M=
0,015M=
3[ ] [ ]wOH K H O− +
=
14
1,0 10 0,015−
= ×
13
6,7 10 M−
= ×
13
6,7 10 M−
= ×
1
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
2
3
3
~ todo el H3O+
procede de la ionización del ácido
• los OH-
proceden de la ionización del agua
• los Cl-
proceden de la ionización del ácido
• [H3O+
] y [OH-
] deben ser consistentes con Kw
log0,015 1,82pH = − =
4

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.]
2
2 2( ) ( )( ) ( ) 2s acCa OH Ca OH Ca OH+ −
→ +ƒ
s+ 2s+( )s−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
2
[ ]Ca +
=
3[ ]H O+
=
[ ]OH −
=
s
w
2s w+
0,022M=
13
2,3 10 M−
= ×
3[ ] [ ]wH O K OH+ −
= 14
1,0 10 0,044−
= ×
13
2,3 10 M−
= ×
0,044M=
1
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
3
3
2 ~ todo el OH-
procede de la ionización del la base disuelta
• los H3O+
• los Ca2+
proceden de la ionización de la base disuelta
• [H3O+
] y [OH-
] deben ser consistentes con Kw
2 2
[ ][ ] psCa OH K+ −
=
• la concentración de base disuelta e ionizada es su
solubilidad molar
2s;
4
13
log 2,3 10 12,64pH −
= − × =
1
20,16 ( )
100 dsln
g Ca OH
ml
0,022M=
2
2
1 ( )
74,1 ( )
mol Ca OH
g Ca OH
1000
1
ml
l

débilesdébiles

Ácidos y bases débilesÁcidos y bases débiles
Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3HA H O A H O− +
+ +ƒ Constante de ionización
o de acidez del ácido HA
3[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
− +
=
2B H O HB OH+ −
+ +ƒ Constante de ionización
o de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
+ −
=
2 3HCN H O CN H O− +
+ +ƒ
10
6,2 10aK −
= × 9,21apK =
- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)
+ +ƒ
5
1,8 10bK −
= × 4,74bpK =
- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb)

Ácidos débilesÁcidos débiles
Fuerzadelácido

Bases débilesBases débiles
Fuerzadelabase

Disolución HA(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la
disolución?
2 3HA H O A H O− +
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
[ ]A−
3[ ]H O+
[ ]OH −
x=
x w= +
w=
x;
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
~ todo el H3O+
procede de la ionización del ácido
(Kw<<Ka)
• los OH-
• los A-
proceden de la ionización del ácido
3[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
− +
=
[ ]HA 0c x= − • el HA se ioniza parcialmente; ¿es Ka suficientemente
pequeña para que c0-x=c0?
2
0
a
x
K
c x
=
−
2
0 0a ax K x K c+ − =
2
4
2
a a o aK K c K
x
− + +
=
0c;
2
0
a
x
K
c
=
11
11
22
22
0 ax c K=
wK
w
x
=
0¿4 ?ac K>>
0¿4 ?ac K>>
SINO

2
0
;a
x
K
c x
=
−
2
0 0 ;a ax K x K c+ − =
04 :ac K>>
2
4
2
a a o aK K c K
x
− + +
= ( )0x >
Si
4
2
a o aK c K
x
− +
;
04 a ac K K>>
2
04 a ac K K>>
o ac K;
2
0
a
x
K
c
= que equivale a aproximar 0 0c x c− ;
2
0 ax c K=
La aproximación se hace para calcular
Para calcular la concentración de equilibrio de HA se puede usar 0c x−
x

2
0
b
x
K
c x
=
−
2
0 0b bx K x K c+ − =
2
4
2
b b o bK K c K
x
− + +
=
2
0
b
x
K
c
=
11 22
0 bx c K=
wK
w
x
=
0¿4 ?bc K>>
SINO
Disolución B(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la
disolución?
2B H O HB OH+ −
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
3[ ][ ] wH O OH K+ −
=
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
+ −
=
[ ]HB+
[ ]OH −
3[ ]H O+
x=
x w= +
w=
x; ~ todo el OH-
procede de la ionización de la base
(Kw<<Kb)
• los H3O+
• los HB+
proceden de la ionización de la base
[ ]B 0c x= − • la B se ioniza parcialmente; ¿es Kb suficientemente
pequeña para que c0-x=c0?
0¿4 ?bc K>>
0c;
11 22

Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,15 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares
de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4
]
2 3HF H O F H O− +
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
0,0099M=
12
1,0 10 M−
= ×
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
43[ ][ ]
6,6 10
[ ]
a
F H O
K
HF
− +
−
= = ×
0,15M=
3
9,9 10x −
= ×
0¿4 ?ac K>> 0,60 0,00066 0,60+ = SI
[ ]F−
3[ ]H O+
[ ]OH −
x=
x w= +
w=
x;
[ ]HF 0c x= − 0c;
2
0
a
x
K
c
= 0 ax c K=
0,0099M=
wK
w
x
=
14
3
1,0 10
9,9 10
−
−
×
=
×
12
1,0 10−
= ×
3[ ] [ ] [ ] [ ]HF F H O OH− + −
>> = >>>
3
log9,9 10 2,00pH −
= − × =

Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,00150 M. ¿Cuánto valen las concentraciones
molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4
]
2 3HF H O F H O− +
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
0,00072M=
11
1,4 10 M−
= ×
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
43[ ][ ]
6,6 10
[ ]
a
F H O
K
HF
− +
−
= = ×
0,00078M=
4
7,2 10x −
= ×
0¿4 ?ac K>> 0,0060 0,00066 0,0067+ = NO
[ ]F−
3[ ]H O+
[ ]OH −
x=
x w= +
w=
x;
[ ]HF 0c x= −
2
0
a
x
K
c x
=
−
wK
w
x
=
14
4
1,0 10
7,2 10
−
−
×
=
×
11
1,4 10−
= ×
2
4
2
a a o aK K c K
x
− + +
=
0,00072M=
0,00099o ac K = 
3[ ] [ ] [ ] [ ]HF F H O OH− + −
>≈ = >>>
4
log7,2 10 3,14pH −
= − × =

Ejemplo: El pH de una disolución HF(ac) 0,0015 M es 3,14. ¿Cuánto vale la
constante de ionización del HF?
2 3HF H O F H O− +
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
3[ ][ ]
[ ]
a
F H O
K
HF
− +
=
3,14 4
3[ ] 10 7,2 10x H O+ − −
= = = ×
[ ]F−
3[ ]H O+
[ ]OH −
x=
x w= +
w=
x;
[ ]HF 0c x= −
4 2
4
0
(7,2 10 )
6,6 10
0,0015 0,00072
a
x x
K
c x
−
−× ×
= = = ×
− −

2B H O HB OH+ −
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
9[ ][ ]
1,5 10
[ ]
b
HB OH
K
B
+ −
−
= = ×
[ ]HB+
[ ]OH −
3[ ]H O+
x=
x w= +
w=
x;
[ ]B 0c x= − 0c;
Ejemplo: Disolución piridina(ac) 0,0015 M. ¿Concentraciones molares de las
especies presentes en la disolución y pH? [Piridina: Kb=1,5x10-9
]
6
1,5 10x −
= ×
0¿4 ?bc K>> 9
0,0060 1,5 10 0,0060−
+ × = SI
2
0
b
x
K
c
= 0 bx c K=
wK
w
x
=
14
6
1,0 10
1,5 10
−
−
×
=
×
9
6,7 10−
= ×
6
log1,5 10 5,82pOH −
= − × =
6
1,5 10 M−
= ×
9
6,7 10 M−
= ×
0,0015M=
3[ ] [ ] [ ] [ ]B HB OH H O+ − +
>> = >>6
1,5 10 M−
= ×
14,00 5,82 8,18pH = − =

2B H O HB OH+ −
+ +ƒ
x+ x+x−
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
+ −
=
[ ]HB+
[ ]OH −
3[ ]H O+
x=
x w= +
w=
x;
[ ]B 0c x= −
Ejemplo: El pH de una disolución de piridina(ac) 0,0015 M es 8,18 ¿Cuánto vale
la constante de ionización de la piridina?
5,82 6
[ ] 10 1,5 10x OH − − −
= = = ×
6 2
9
6
0
(1,5 10 )
1,5 10
0,0015 1,5 10
b
x x
K
c x
−
−
−
× ×
= = = ×
− − ×
14,00 8,18 5,82pOH = − =
no es necesario considerar si
se desprecia frente a c0 o no

Grado de ionizaciónGrado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)(de un ácido o de una base débiles)
Grado de ionización =
2 3HA H O A H O− +
+ +ƒ
x+ x+x−
3[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
− +
=
[ ]A−
x=
[ ]HA 0c x= −
0 0
[ ]A x
c c
α
−
= =
Molaridad de ácido ionizado
Molaridad de ácido inicial
0c α=
0 (1 )c α= −
3[ ]H O+
x= 0c α=
2 2
0
0 (1 )
a
c
K
c
α
α
=
−
2
0
(1 )
a
c
K
α
α
=
−
100%×
0c
α
Ácido fuerte
Ácido débil
1
0
0,5
2
0
4
2
a a o aK K c K
c
α
− + +
=

Grado de ionizaciónGrado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)(de un ácido o de una base débiles)
0c
α
Ácido fuerte
Ácido débil
1
0
0,5
Ej.: ¿Cuál es el grado de ionización del HF(ac) 0,0015 M y del HF(ac) 0,15 M de
los ejemplos de más atrás?
HF(ac) 0,0015 M:
HF(ac) 0,15 M:
0 0
[ ]F x
c c
α
−
= =
0,00072
0,48 48%
0,0015
α = = =
0,0099
0,066 6,6%
0,15
α = = =

Ácidos polipróticosÁcidos polipróticos

Ejemplo: H3PO4, con Ka1 >> Ka2 >> Ka3
3 4 2 2 4 3H PO H O H PO H O− +
+ +ƒ 3
1 7,1 10aK −
= ×
8
2 6,2 10aK −
= ×
13
3 4,4 10aK −
= ×
x− x+ x+
y− y+ y+
z− z+ z+
3 4[ ]H PO
2 4[ ]H PO−
2
4[ ]HPO −
3
4[ ]PO −
3[ ]H O+
[ ]OH −
x y= −
y z= −
z=
x y z w= + + +
w=
=−
+−
][
]][[
2
4
3
3
4
HPO
OHPO
=−
+−
][
]][[
42
3
2
4
POH
OHHPO
=
+−
][
]][[
43
342
POH
OHPOH
2
2 4 2 4 3H PO H O HPO H O− − +
+ +ƒ
2 3
4 2 4 3HPO H O PO H O− − +
+ +ƒ
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
0c x= −
x; 2 1( )a aK K<<
y; 3 2( )a aK K<<
x; 1(& )w aK K<<
2
1
0
a
x
K
c x
=
−
2ay K=
3a
z x
K
y
=
wx w K=
y
1x
2
z
w
3
4

3 4[ ]H PO
2 4[ ]H PO−
2
4[ ]HPO −
3
4[ ]PO −
3[ ]H O+
[ ]OH −
x y= −
y z= −
z=
x y z w= + + +
w=
0c x= −
x;
y;
x;
2
1
0
a
x
K
c x
=
−
2ay K=
3a
z x
K
y
=
wx w K=
y
1x
2
z
w
3
4
Ejemplo: Disolución H3PO4(ac) 3.00 M. ¿Cuánto valen las concentraciones
molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
0 1¿4 ?ac K>> 3
12,00 7,1 10 12,00−
+ × = SI
2
1
0
a
x
K
c
= 3
0 1 3,00 7,1 10ax c K −
= = × ×1
8
2 6,2 10ay K −
= = ×2
3a
y
z K
x
=
0,15x =
8
13 196,2 10
4,4 10 1,9 10
0,15
−
− −×
= × = ×3
4 wK
w
x
=
14
141,0 10
6,7 10
0,15
−
−×
= = ×
2,85M=
0,15M=
0,15M=
8
6,2 10 M−
= ×
19
1,9 10 M−
= ×
14
6,7 10 M−
= ×
log0,15 0,82pH = − =

Ácidos polipróticos: El ácido sulfúrico HÁcidos polipróticos: El ácido sulfúrico H22SOSO44
2 4[ ]H SO
4[ ]HSO−
2
4[ ]SO −
3[ ]H O+
[ ]OH −
0c x= −
x=
0c x w= + +
w=
0=
0c x+;
0
2
0
( )
a
x c x
K
c x
+
=
−
0
wK
w
c x
=
+
0,49M=
0,51M=
0,011M=
14
2,0 10 M−
= ×
log0,51 2,92pH = − =
1ª ionización: ácido fuerte; 2ª ionización: ácido débil
2 4 2 4 3H SO H O HSO H O− +
+ → +
2
2 1,1 10aK −
= ×
0( )c− 0c+ 0c+
x− x+ x+
2
4 3
4
[ ][ ]
[ ]
SO H O
HSO
− +
−
=2
4 2 4 3HSO H O SO H O− − +
+ +ƒ
2 32H O H O OH+ −
+ƒ
w+ w+
14
3[ ][ ] 1,0 10wH O OH K+ − −
= = ×
0
2
0
a
c x
K
c
;
0,011x =
Ejemplo: Disolución H2SO4(ac) 0,50 M. ¿Concentraciones molares de las
especies presentes en la disolución y pH? [Ka2=1,1x10-2
]
14
141,0 10
2,0 10
0,51
−
−×
= = ×
2 0,011ax K =;

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