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SEMINARIO 5
EQUILIBRIO ACIDO BASE

TEORÍAS ACIDO-BASE

Electrolitos: sustancias que conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua
Electrolitos fuertes:
Se disociar completamente en agua
Electrolitos débiles:
Se disocian parcialmente en agua
Menos capacidad de conducir la corriente eléctrica
En agua tienen por lo menos 3 especies: catión y anión y especie no disociada

Teoría de Arrhenius
Ácido: sustancia química que contiene hidrogeno y disuelta en agua aumenta la concentración de protones
Base: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidroxilos

Dificultades de la teoría de Arrhenius:
• solo aplicable a reacciones que ocurran en agua, porque define acido y base en términos a lo que sucede cuando lo que los compuestos se disuelven en agua
• no explica porque muchos compuestos en el cual tienen H+ y un número de oxidación +1 (HCl) disueltos en agua quedan soluciones acidas, mientras que otros no, como el metano (CH4)

Teoría de Bronsted-Lowry
2.0 Ácidos y bases de Bronsted-Lowry
Ácidos: sustancia que puede transferir un protón a otra sustancia
Base: sustancia que puede aceptar un protón

Un acido y una base siempre actúan conjuntamente para transferir un protón. Esto quiere decir que, una sustancia puede actuar como acido siempre y cuando otra sustancia se comporte simultáneamente como base

Extensión de la definición de Bronsted-Lowry: El concepto de par conjugado
Puede definirse como un acido y su base conjugada o una base y su acido conjugado
La base conjugada de un acido de Bronsted-Lowry es la especie que resulta cuando el acido pierde un protón
El acido conjugado de una base de Bronsted-Lowry es el producto de la unión de un protón a una base de Bronsted-Lowry

El rol del agua en la teoría de Bronsted y Lowry
• Los ácidos reaccionan con el agua donando un ion H+ a la molécula formada por H3O
• Las bases reaccionan, aceptando un ion H+ de la molécula de agua formando un OH-

Teoría de Lewis
Acido: sustancia que puede ser aceptora de pares electrónicos
Base: sustancia que puede donar un par de electrones

Esta teoría no involucra OH- ni H3O+


3.0 Propiedades acido-base del agua
El agua se ioniza en iones H30+ y OH-

H2O(l) + H2O(l) H3O+ + OH-

Autoprotólisis del agua: la molécula transfiere un portón a otra molécula de la misma clase
La constante de equilibrio de la autoprotólisis es:


Keq = [H3O+] [OH-]
[H2O]2

En soluciones acuosas diluidas,la concentración de agua es muy grande, de alrededor de 55M. por lo tanto se la considera constante y se la incorpora a Keq
La expresión resultante se donmina Constante de Autoprotolisis del Agua (Kw)

Kw = [H3O+] [OH-]

A 25ºC las concentraciones de los iones H3O+ y OH- son iguales y
[H3O+]= 1.10-7 M
[OH-] = 1.10-7 M

Por lo tanto a partir de la definición de Kw a 25ºC:

Kw = (1.10-7)(1.10-7) = (1.10-14)

Como Kw es una constante de equilibrio, [H3O+] . [OH-] siempre es igual a Kw. Entonces:
• Se puede incrementar la concentración de los iones H30+ agregando un acido y en ese caso la concentración de OH- va a disminuir para que Kw se mantenga constante
• Se puede incrementar la concentración de OH- por el agregado de una base, y la concentración de H30+ va a disminuir

Soluciones:
Si [H3O+]=[OH-] es NEUTRA
Si [H3O+]> [OH-] es ACIDA
Si [H3O+] [OH-] es BASICA

4.0 La escala de pH
pH: el logaritmo negativo de la cocentracion del ion hidronio

pH = -log [H3O+]

El pH de una solución neutra es 7
El signo negativo de la definición de pH implica que cuanto mayor sea la molaridad de H30, mas bajo será el pH.

[H3O+] > 1.10-7 M pH < 7
[H3O+] = 1.10-7 M pH = 7
[H3O+] < 1.10-7 M pH > 7

La mayor parte de las soluciones tiene su pH entre 0 y 14

Caso especial: un acido de concentracio 1.10-8 no puede tener concentración basica, en ese caso son importantes las concentraciones de protones que aporta el agua, o sea que a la concentración 1.10-8 se le suma 1.10-7 que son los protones que aporta el agua.

pOH: el logaritmo negativo de la cocentracion del ion oxidrilo
Con el logaritmo negativo de la concentración de aniones hidroxilo de una solución se puede obtener una escala de pOH, análoga al pH

pOH = -log [OH-]
entonces:

Kw = [H3O+] [OH-] = (1.10-14)

- ( log [H30-] + log [OH-] ) = 14

pH + pOH = 14



5.0 Fuerza de los ácidos y las bases

Ácidos Fuertes
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes y se supone que se ionizan por completo en agua
Son: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4

HNO3 (ac) + H20 (l) H30+ (ac) + NO3-(ac)

Ácidos Debiles
La mayoría de los ácidos son débiles, se ionizan solo en parte en el agua.
En el equilibrio, las soluciones acouosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del acido sin ionizar, iones H3O y la base conjugada

Bases Fuertes
Las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Los hidroxidos de los metales del grupo 1 y los de algunos de los metales del grupo 2 son bases fuertes
Son: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH (grupo I) y Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 (grupo II)

NaOH (ac) Na+(ac) + OH-(ac)

Bases Debiles
Son electrolitos debiles.
El amoniaco es una base debil y se ioniza en agua de forma parcial:

NH3(ac) + H20(l) NH4+(ac) + OH-(ac)


Porcentaje de ionizacion:

HA + H20 H30+ + A-


% de ionizacion= [H30+] para HA x 100
[HA] originalmente


6.0 La Constante de ionizacion de ácidos y bases débiles

Constante de ionizacacion de ácidos debiles
Se puede expresar el grando en el cual un acido débil se ioniza con la constante de equilibrio de la reacción de ionizacion. Por Ej. Para el acido hipocloroso

HClO(ac) + H20(l) H3O+(ac) + ClO-(ac)

Debido a que la concentración de agua se incluye en la Keq en las soluciones acuosas, la forma de la expresión del equilibrio es:

Ka = [H3O+] [ClO-]
[HClO]

El subíndice a indica que se trata de la Constante de Equilibrio de la ionizacion de un acido. Ka es Constante de Acidez
La capacidad de donar protones de un acido esta dada por su constante de acidez
A mayor valor de la constante, mas fuerza tendrá el acido.

Constante de ionizacacion de bases debiles
Kb es Constante de Basicidad

NH3(ac) + H20(l) NH4+(ac) + OH-(ac)


Kb = [NH4+] [OH-]
[NH3]

La capacidad de aceptar protones de una base esta dada por su constante de basicidad.
A mayor valor de la constante, mas fuerza tendrá la base

7.0 Relación entre Ka y Kb

Ka . Kb = [H3O+][NH3] [NH4+][OH-]
[NH4+] [NH3]


Ka . Kb = [H3O+] [OH-] = Kw

Para cualquier par conjugado acido-base siempre se cumple que
Ka . Kb = Kw

Ka = Kw Kb = Kw
Kb Ka

Kb
Cuanto mas fuerte sea un acido (mayor Ka) su base conjugada será mas débil (menor Kb) y viceversa.

8.0 Porcentaje de ionizacion

% = [H3O+] en el equilibrio x 100 % = [H3O+] en el equilibrio x 100
Concentración inicial del acido Concentración inicial del acido


9.0 Propiedades acido-base de soluciones salinas
Una sal es un compuesto iónico formado por la reacción entre un acido y una base.
Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua.
Hidrólisis de una sal: reacción de un anion o un catión de una sal o de ambos con el auga.
La hidrólisis de una sal determina el pH de una solución

9.1: Sales que provienen de ACIDO FUERTE y BASE FUERTE solubles
Son neutras porque ni su anion (base conjugada de un ac fuerte) ni su catión (acido conjugado de una base fuerte) reaccionan con el agua
Ej: NaCl, KClO4, KNO3
NaCl (s) Na+(ac) + Cl-(ac)

9.2: Sales que provienen de BASE FUERTE y ACIDO DEBIL solubles
Son basicas (pH>7) porque su anion (base conjugada de un acido débil) es capaz de reaccionar con el agua y quitarle un protón.
Ej.: NaNO2, KCN, LiF
NaCH2COOH (s) Na+(ac) + CH2COOH-(ac)

CH2COOH- (s) + H20 CH3COOH(ac) + OH-


9.3: Sales que provienen de BASE DEBIL y ACIDO FUERTE solubles
Son acidas (pH<7) porque su catión (acido conjugado de una base fuerte) es capaz de cederle un protón al agua
Ej.: NH4NO3, NH4Cl, Cloruro de metilamina, nitrato de piridina

NH4NO3 (s) NH4+(ac) + NO3-(ac)
NH4 (ac) + H2O(l) NH3 (ac) + H30+(ac)


9.4: Sales que provienen de BASE DEBIL y ACIDO DEBIL solubles
Hay 3 posibilidades y el resultado final dependera de la fuerza acida o basica puesta en juego
a) Si Ka = Kb la solución es neutra (pH = 7) Ej.: NH4CH2COOH
b) Si Ka > Kb la solución es acida (pH < 7) Ej.: NH4F
c) Si Ka < Kb la solución es básica (pH > 7) Ej.: NH4CN



Ácidos Polipróticos: acido que libera más de un protón, tiene más de una disociación



Relación entre fuerza y estructura
Tener en cuenta 3 factores
• Fuerza de enlace
• Electronegatividad del elemento unido al protón
• Estabilidad de la base conjugada

A los ácidos se los divide en: Ácidos binarios (HX), Oxoácidos (HXO) y Ácidos carboxílicos (orgánicos)


FUERZA DE LOS HIDRUROS BINARIOS
• Mas diferencia de electronegatividad, mas fuerte es el acido
• Aumenta la fuerza acida hacia la derecha en el periodo y hacia abajo en el grupo.
• El mas fuerte es el HI


dibjo




• Cuanto mas polar es el enlace H-X mas fuerte el acido.


Dibujo


• Cuanto mas débil es el enlace H-X, mas fuerte el acido

FUERZA DE LOS OXOACIDOS

El factor que hace que el grupo O-H se comporte como acido o como base es:
- Si X es un metal, por causa de la baja electronegatividad, el par electrónico que comparte X con O se transfiere completamente al O y se forma un compuesto iónico que contiene OH-, esto hace que se comporte como base
- Si X es un no metal, el enlace con el O es covalente y la sustancia no pierde fácilmente el OH-, esto hace que se comporte como acido

Los factores que determinan la fuerza de los oxoácidos son:
1. electronegatividad del átomo central (X)
2. numero de átomos de oxigeno terminal

Reglas de Pauling para oxoácidos
• A mayor electronegatividad del átomo central, mayor fuerza acida
• A mayor numero de oxígenos unidos al átomo central, mayor fuerza acida
• A mayor numero de oxidación del átomo central, mayor acidez

• A mayor numero de oxígenos terminales, mayor fuerza acida


FUERZA DE LOS ÁCIDOS CARBOXILICOS
Todos los ácidos carboxílicos tienen un grupo COOH en común, por lo tanto las diferencias en las fuerzas acidas deben provenir de los grupos R
• cuanto mas electronegativos sean los átomos del grupo R, mas fuerte será el carácter acido

mientras mas cercano este el átomo electronegativo al grupo COOH, mas fuerte será el acido.
Efecto de la estructura:

Fuerza de las Aminas como Base
Efecto de resonancia (ejemplos en fotocopia)

Efecto inductivo (ejemplos en fotocopia)



Características de los iones metálicos:
Todos los iones metálicos reaccionan con el agua, pero es mucho mayor para los cationes metálicos pequeños y de carga elevada como Al+3, Cr+3, Fe+3, i+3, Be+2
Dan acidez cuando se colocan en agua.

(ejemplos en fotocopia)

Volumetría
Medida cuantitativa basada en la medida de volúmenes
La medida de volumen de una solución de concentración conocida (solución valorante) es la base para el cálculo de una solución a titular
Es necesario conocer el tipo de reacción que se lleva a cabo entre las dos sustancias

Clasificación de las volumetrías según el tipo de reacción
• de neutralización
• de oxido-reducción
• de precipitación
• de formación de complejos

Volumetría de neutralización:
1) Punto de equivalencia: momento en el que el numero de equivalentes de la solución valorante se iguala al numero de equivalentes de la solución a titular
2) Indicador: tienen carácter acido débil o base débil, presentan distinto color según se encuentren en forma molecular o ionizada, como esto depende del pH, reciben el nombre de “indicadores de pH”
3) Punto final: punto en el cual el indicador sufre un cambio perceptible (cambio de color)
La idea es que el punto final coincida con el punto de equivalencia, pero no siempre sucede
4) Características de una reacción volumétrica
• Cuantitativa
• Rápida
• Estequiométrica
• Detectarse el punto de equivalencia fácilmente
5) Sustancia patrón primario:
La solución valorada de concentración exactamente conocida se habrá preparado tomando una cantidad de reactivo y llevando la solución a un volumen conocido y exacto. No todas las soluciones así preparadas conservan sus características y propiedades en diferentes condiciones externas: solo lo harán aquellas sustancias catalogadas como muy estables, y se las llama Sustancias Patrones Primarios.

Toda sustancia patrón primario cumple con las siguientes condiciones
1) Fácil de obtener, purificar, secar y conservar en estado puro
2) No giroscópica
3) Impurezas menores al 0.01-0.02%
4) Peso equivalente alto para que el error de pesada sea insignificante
5) La reacción con la solución a valorar debe ser estequiométrica
6) El error de determinación del punto final debe ser despreciable