ACIDOS Y BASES

1. -Ácidosproducen iones H+ en agua: HCl, HF, HNO3 -Basesproducen iones OH- en agua: NaOH , KOH Arrhenius: HA: Acido HA H+ + A- BOH: Base BOH OH- + B+ H+(aq) + OH- (aq) H2O(l) ∆H = -13.7 kcal/eq ACIDOS Y BASES Neutralización: el H+ del ácido y el OH- de la base se combinan para formar agua

2. Brønsted-Lowry: Acido es un donador de protones, cualquier especie que cede un ión H+. Base es un aceptor de protones, cualquier especie que acepta un ión H+. Todos los ácidos de Arrhenius son ácidos de Brønsted-Lowry. En la definición de Brønsted-Lowry una reacción acido-base es un proceso de transferencia de protones. HCl(aq)+NH3(aq) NH4+(aq) + Cl-(aq)

3. BRONSTED - LOWRY

4. BRONSTED - LOWRY

5. LEWIS Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz de donar un par de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).

6. ACIDOS Y BASES DE LEWIS Acido : acepta par electrónico Base : dona par electrónico

8. H+ (aq) no existe realmente • H3O+ (aq) es el ión hidronio • Empleamos H+(aq) y H3O+(aq) indistintamente Ión hidronio LA NATURALEZA DEL PROTÓN HIDRATADO EL IÓN HIDRONIO H3O+

9. acido base base acido EL H2O ES ANFÓTERO Anfótero:Puede actuar como un ácido o base HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

10. + + H2O(l) OH-(aq) H3O+(aq) H2O(l) AUTOIONIZACION DEL AGUA La constante del producto iónico del agua vale 1.0x10-14 a 25ºC

11. AUMENTO DE [H3O+]  DISMINUCIÓN DE [OH-] Solución ácida: [H3O+] > [OH-]  [H3O+]>10-7M y [OH-]<10-7M Solución básica: [OH-] > [H3O+]  [H3O+]<10-7M y [OH-]>10-7M Solución neutra: [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

12. LAS ESCALAS DE pH & pOH pH < 7  medio ácido pH > 7  medio básico pH = 7  medio neutro pH- metro Papel Indicador MEDICIÓN DE pH

13. ELECTROLITIOS FUERTES Y DÉBILES Ácidos fuertes:Se disocian completamente en iones en agua. HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC > 1 Ácidos débiles:Se disocian muy poco en iones en agua. HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC <<1 Acidos fuertes: HClO3, HBr, HCl, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 Bases fuertes: Na(OH), Li(OH), K(OH), Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2

14. Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC Nombre Fórmula de Lewis Ka Acido iódico Acido cloroso Acido nitroso Acido fluorhídrico Acido fórmico Acido benzoico Acido acético Acido propanoico Acido hipocloroso Acido hipobromoso Acido cianhídrico Fenol Acido hipoiodoso El caracter en rojo indica la parte del ácido que se ioniza CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA ÁCIDOS Ácidos fuertes: Ka grande  alta [H3O+] Ácidos débiles: Ka pequeña  baja [H3O+]

15. Ácido Base conjugada (Ácido perclórico) (Ión perclorato) (Ácido iodhídrico) (Ión ioduro) Ácidos débiles ácidos fuertes (Ión bromuro) (Ácido bromhídrico) Se incrementa la fuerza de la base (Ión cloruro) (Ácido clorhídrico) Se incrementa la fuerza ácida (Ácido sulfúrico) (Ácido nítrico) (Ión nitrato) (Ión hidronio) (Agua) (Ión sulfato ) (Ión sulfato ácido) (Ácido fluorhídrico) (Ión fluoruro) (Ácido nitroso) (Ión nitrito) (Ácido fórmico) (Ión formiato) (Ácido acético) (Ión acetato) (Amoníaco) (Ión amonio) (Ácido cianhídrico) (ión cianuro) (Agua) (ión oxidrilo) (Amoníaco) (ión amida)

16. Grupo Se incrementa la fuerza del ácido Período 2 Sin propiedades Ácido- base Base débil ácido débil Se incrementa la fuerza de la base Período 3 Sin propiedades Ácido- base ácido fuerte Base débil ácido débil Se incrementa la fuerza del ácido Se incrementa la fuerza de la base GRADO DE DISOCIACIÓN (a) HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) nT - - Inicial nT – x x x Equilibrio ACIDEZ DE LOS COMPUESTOS BINARIOS

17. M+ + OH- + H+ M = metal alcalino ó alcalinotérreo M = elemento electronegativo en estado de oxidación alto

18. H O X O H O Cl << H O Cl O     O FUERZA RELATIVA DE LOS OXACIDOS Al aumentar la electronegatividad la acidez se incrementa Al aumentar el número de átomos de oxígeno la acidez se incrementa

19. OXIACIDOS La densidad electrónica se mueve hacia el átomo altamente electronegativo, Y, facilitando la liberación del ión H+ Los electrones se comparten desigualmente entre los átomos de O e H, formando un enlace covalente polar. Desplazamiento electrónico fuera del enlace O-H Desplazamiento electrónico fuera del enlace O-H Electronegatividad y desplazamiento electrónico

20. Fuerza de los ácidos y las bases • Si un ácido es fuerte, su base conjugada no tiene fuerza medible • De un conjunto de ácidos débiles, mientras más fuerte sea el ácido, más debil será su base conjugada y viceversa. • El H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en solución acuosa. Cualquier ácido más fuerte que él reacciona con el agua para dar H3O+ y su correspondiente base conjugada. ClH + H2O  Cl- + H3O+ • Los ácidos más debiles que el H3O+ reaccionan con el agua en mucha menor proporción, produciendo H3O+ y las correspondientes bases conjugadas: HF + H2O = H3O+ + F- (eq. desplazado a la izquierda) • El ión OH- es la base más fuerte que puede existir en solución acuosa. Las bases más fuertes que el OH- reaccionan con el agua para dar OH- y sus ácidos conjugados correspondientes: NH2-(ac) + H2O  NH3(ac) + OH-(ac)

21. La fuerza de ácidos debe compararse respecto del mismo solvente. Efecto nivelador del solvente: su incapacidad para distinguir la fuerza relativa de los ácidos más fuertes que el ácido conjugado del solvente. Ej: ClH, BrH e HI son todos ácidos fuertes en agua. Si se comparan sus fuerzas en otro solvente, como ácido acético, se ve que: ClH < BrH < IH

22. Fuerza de los ácidos HF << ClH < BrH < IH Debil Son fuertes en agua HOI < HOBr < HOCl HBrO4 < HClO4 HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4

23. Después de la disociación, en el equilibrio Antes de la disociación Disociación de un ácido fuerte CALCULO DE pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS FUERTES Algunos Acidos Fuertes HCl (clorhídrico) HNO3 (nítrico) H2SO4 (sulfúrico) Autoionización del agua : despreciable Por ejemplo: HNO3 0.1 M pH = 1 10-7 < 0.1 Algunas Bases Fuertes NaOH (hidróxido de sodio) KOH (hidróxido de potasio) Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)

24. Veamos el ejemplo: HCl H++ Cl- Relaciones de conservación de la masa [HCl]0= a [Cl-]= a Además está presente el equilibrio H2O  OH- + H+ Kw = [H+][OH-] Condición de electroneutralidad [OH-] = [H+] - a [OH-] + [Cl-]= [H+] [OH-] + a = [H+] Kw = [H+]{[H+] - a} = [H+]2 - a[H+] [H+] = a Si a24Kw

25. Después de la disociación, en el equilibrio Antes de la disociación Disociación de un ácido débil ACIDOS Y BASES DEBILES AH H+ + A- Ka = [H+][A-] / [AH] Constante de disociación ácida

28. CALCULO DEL pH EN SOLUCIONES DE ACIDOS Y BASES DEBILES AH H+ + A- Ka = [H+][A-] / [AH] H2OH+ +OH- KW =[H+][OH] Ecuaciónes de conservación : [AH]0 = [A-] + [AH] [H+] = [A-] + [OH-] 4 incógnitas y 4 ecuaciones

29. [AH]0 = [A-] + [AH] Kw = [H+][OH-] [H+] = [A-] + [OH-] Ka = [A-][H+]/[HA] [AH]0 = [A-](1 + [H+]/Ka) [H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)}+ Kw/[H+] [H+]- Kw/[H+] = {[AH]0/ (1 + [H+]/Ka)} [H+] + [H+]2/Ka- Kw/[H+]-Kw/Ka - [HA]0 = 0 [H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0

30. Al resolver el sistema anterior obtenemos una ecuación cúbica en [H+]: [H+]3 + Ka[H+]2 -(Kw+ Ka[HA]0)[H+]- KwKa = 0 Para el caso de un ácido : [H+] > [ OH-] y por lo tanto podemos hacer: [H+] = [A-] Que significa esta aproximación ? Como resolver esto ? [AH]0 - [A-] = [AH] o [AH]0 - [H+] = [AH] Ka = [H+]2 / ([AH]0 - [H+]) [H+]2 + Ka[H+] - Ka[AH]0 = 0

31. Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles (Cont.) Solución 0,1 M de ácido acético AcH Ac- + H+ Ka = [Ac-][H+] / [AcH] AcH Ac- H+ INICIAL 0.1 0 0 CAMBIO -X X X EQUILIBRIO 0.1 - X X X Ka = X2 / [a - X] X2 + Ka X - a . Ka = 0

32. Calculando pH en soluciones de ácidos y bases débiles (Cont.) [HA]0 x a =[A-]EQ. [HA]0xa =[H+]EQ. [HA]0x(1 - a) = [HA]EQ.  = grado de disociación Ka = [HA]0 xa2/ (1-a) Que efecto tendrá la dilución sobre el pH ?

33. Acido fuerte % Ionización Acido débil Concentración inicial del ácido

34. 1) H3PO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + H2PO4- (aq) 2) H2PO4- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HPO42- (aq) 3) HPO42- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + PO43- (aq) Nombre Ascórbico Carbónico Cítrico Oxálico Fosfórico Sulfuroso Sulfúrico Tartárico EQUILIBRIO EN ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Ejemplos: H3PO4, H2CO3, H2SO3 Ka1 > Ka2 > Ka3

35. H2S, H2CO3 , H2SO4 , H3PO4 . ACIDOS POLIPROTIDOS Equilibrios presentes en el sistema : H2S  SH- + H+ K1 = [SH-][H+] / [H2S] SH- S-2 + H+ K2 = [S-2][H+] / [SH-] OH2  H+ + OH- KW = [H+][OH-] Condiciones de conservación : C0 = [SH2] + [SH-] + [S-2] [H+] = [SH-] + 2[S-2] + [OH-]

36. EFECTO DE ION COMUN AH  H+ + A- Ka = [H+][A-]/[AH] o Ka = [X][X] /([AH]0- [X]) [HCl] = a Al agregar un ácido fuerte : Ka = X ( X + a) / ([AH]0 - X) Relaciones de conservación : [AH]0 = [AH] + [H+] [H+] = [Cl-] + [A-] + [OH-]

37. HIDRÓLISIS CH3CO2-, SH-, ClO-, CN-, NH4+, etc. CH3CO2Na CH3CO2- + Na+ CH3CO2- + H2O CH3CO2H + OH- Kh = [CH3CO2-][OH-]/[CH3CO2-] Además tenemos los siguientes equilibrios : Ka = [CH3CO2-][H+]/[CH3CO2H] KW = [OH-][H+] Kh = KW / Ka

38. Ejemplos de hidrólisis • NH4Cl NH4Cl  NH4+ + Cl- NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ solución ácida • NaCN NaCN  CN- + Na+ CN- +H2O  HCN + OH-solución alcalina

39. Determinación cualitativa del pH 1) Sal de ácido fuerte y base fuerte *No hay hidrólisisNaCl *pH = 7 2) Sal de base fuerte y ácido débil *Hidrólisis del aniónClONa *pH > 7 3) Sal de base débil y ácido fuerte *Hidrólisis del catiónCl(NH4) *pH < 7 4) Sal de base débil y ácido débil *Hidrólisis de catión y aniónCH3CO2(NH4) *pH = ?

40. InH In- + H+ INDICADORES • Se emplean para dar información acerca del grado de acidez (pH) de una sustancia o del estado de una reacción química en solución acuosa. • Son sustancias naturales o sintéticas que cambian de color como respuesta a la naturaleza de su ambiente químico

41. Indicadores de pH

42. Indicadores (cont.) De la misma manera, si Rango de viraje del indicador:  pH = pK ± 1

43. Soluciones reguladoras (Buffers) • Sal de anión de ácido débil + Acido débil • Sal de catión de base débil + Base débil En concentraciones iguales (ó similares) HAc (1M) + NaAc (1M)

44. Soluciones reguladoras (Buffers) HAc (Ca) + NaAc (Cb) (Ac= CH3CO2-) NaAc  Na+ + Ac- Ac- + H2O = HAc + OH- HAc = H+ + Ac- • [Ac-] ≈ Cb y [HAc] ≈ Ca

45. SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFERS) CH3CO2Na + CH3CO2H (sal) (ácido) [sal] = 1 M [ácido] = 1 M Ka = 1.8 x 10-5 pH =pKa + log [Ac-]/[AcH] = pKa + log [sal]/[ácido] Inicial : pH = pK + log 1/1 = 4.76 agregamos clorhídrico para hacer [HCl] = 0.1 M Final: pH = pKa + log 0.9/1.1 = 4.67 [H+]0 = 10-4.76 [H+]f = 10-4.67 [H+]0 - [H+] f = 2.14x10-5 - 1.74 x 10-5 = 4 x10-6 M

46. Soluciones reguladoras • Intervalo de amortiguamiento: intervalo de pH en el que el amortiguador es eficaz: • pH = pKa ± 1 • A pH fuera de estos rangos predomina mucho una forma sobre otra (por ej. la ácida sobre la básica a pH muy bajos). • Para que exista efecto amortiguador, las concentraciones de ambas formas deben ser comparables.

47. Diagramas de distribución AcH Ac- + H+

48. Base Fuerte Ácido Fuerte Volumen de base agregado (mL) Titulaciones

49. Cálculo de [H+] antes del p.e.: En el p.e.: [H+] = [OH-] = 10-7M Cálculo de [H+] después del p.e.:

50. Ácido Fuerte Base Fuerte Volumen de ácido agregado (mL)