Ácidos y Bases
Adaptado por
Il
i
Il
i
íí
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Ileana
Nieves
Ileana
Nieves
Martínez
Martínez
Propiedades de los Ácidos
ácidos
Bases (álcalis)
Agrios
Amargas (alcaloides = productos de
plantas, aveces venenosas)
corrosivos
resbalosas
color de tintes vegetales:
Azul
→
rojo
color de tintes vegetales:
Rojo
→
azul
Reaccionan con:
Reaccionan con:
Bases
→
sales iónicas(neutralización)
Ácidos
→
sales iónicas
(neutralización)
Metales (Al Zn Fe)
Metales (Al, Zn, Fe)
2 Al + 6 HClAlCl3+ 3 H2(g)(g)
Carbonatos (marmol, bicarbonato de
soda, tiza, tierra caliza
Propiedades de los Ácidos
ácidos
Bases (álcalis)
Agrios
Amargas (alcaloides = productos de
plantas, aveces venenosas)
corrosivos
resbalosas
color de tintes vegetales:
Azul
→
rojo
color de tintes vegetales:
Rojo
→
azul
Reaccionan con:
Reaccionan con:
Bases
→
sales iónicas (neutralización)
Ácidos
→
sales iónicas (neutralización)
Metales (Al, Zn, Fe)
2 Al + 6 HClAlCl + 3 H(g)(g)
Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 3
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 2 Al + 6 HClAlCl3+ 3 H2(g)(g)
Carbonatos (marmol, bicarbonato de
soda, tiza, tierra caliza
CaCO3+ 2 HClCaCl2+ CO2(g)(g)+ H2O
Ácidos Comunes
Nombre
Fórmula
Usos
Fortaleza
Ácido nítrico
Ácido sulfúrico
Fuerte
Fuerte
Explosivos, fetilizantes, tintes
pega
Explosivos, fetilizantes, tintes
Ácido fosfórico
Ácido acético
Ácido hidroclórico
Ácido sulfúrico
Débil
Fuerte
Fuerte
Moderado
Explosivos, fetilizantes, tintes
Pega, baterías
Limpiador de metales,
Preparación de comida, refinación,
ácido estomacal
fetilizantes, plástico y goma
Preservativos de comida
fetilizantes, plástico y goma
Ácido acético
Ácido hidrofluórico
Débil
Débil
Preservativos de comida, vinagre
Limpiador de metales,
Y de cristales
Estructuras de los ácidos
•
Los
ácidos
ácidos binarios
binarios
tiene
hidrógenos ácidos pegados a un
no metal
no-metal
HCl, HF
Ácido clorídrico
••
Oxi
Oxi--ácidos
ácidos
tienen hidrógenos
ácidos pegados a oxígeno
H
2SO
4, HNO
3Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 5
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ácido nítrico
ácido sulfúrico
2 4 3
Estructura de los ácidos:
continuación
continuación
•
Ácidos Carboxílicos
(moleculares) tienen
(
)
grupos
─
─
COOH
COOH
HC
HC
22H
H
33O
O
22, H
, H
33C
C
66H
H
55O
O
77
Solo el primer H en la
fórmula es ácido
El H está en el
─
─
COOH
COOH
Bases Comunes
Nombre Fórmula Nombre
Usos
Fortaleza
común
Lejía, soda
caústica
Fuerte
Hidróxido de
sodio
Jabón, plástico, refinacón de petróleoBicarbonato de
sodio
Débil
Fuerte
Fuerte
Débil
Hidróxido de
Hidróxido de
calcio
Hidróxido de
potasio
potasa
caústica
cal apagada
Bicarbonato de
soda
Leche de
Jabón, algodón,
electrodeposición
Cemento
Cocinar, antiácido
antiácido
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Hidróxido de
amonio
Débil
Débil
magnesio
Leche de
magnesia
Agua de
amonia
antiácido
Detergente,
Fertilizante,
Explosivo,
fibras
Estructura de las Bases
•
La mayoría de las
bases
bases iónicas
iónicas
contienen
iones
OH
OH
−
−
NaOH, Ca(OH)
2
•
Algunas contienen iones de
CO
CO
3
3
2
2
−
−
CaCO
3
, NaHCO
3
•
Las
bases
bases moleculares
moleculares
contienen estructuras
que reaccionan con H
+
que reaccionan con H
Indicadores
•
Compuestos químicos
Solución cambia de color por:
basicidad
acidez
acidez
•
Muchos tintes vegetales son indicadores
cianinas
•
Litmus
Del musgo español
Rojo
Rojo
en medio
ácido
ácido
y
azul
azul
en medio
básico
básico
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Rojo
Rojo
en medio
ácido
ácido
y
azul
azul
en medio
básico
básico
•
Fenoftaleína
Se encuentra en laxantes
Rojo
Rojo
en medio
básico
básico
e
incoloro
incoloro
en
ácido
ácido
9
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Teorías ácido - base
••
Arrhenius
Arrhenius
En agua (sustancias iónicas se ionizan)
Ácido produce H
+y aniones:
HCl
HCl((ac
ac)
)
→
→
H
H
++((ac
ac) +
) + Cl
Cl
−−((ac
ac))
B
d
OH
ti
N OH
N OH((
))
N
N
((
))
OH
OH ((
))
Base produce OH
-y cationes:
NaOH
NaOH((ac
ac)
)
→
→
Na
Na
++((ac
ac) +
) + OH
OH
−−((ac
ac))
ác
ác
ido
ido + ba
+ ba
se
se
→
→
sal
sal +
+
agua
agua :
: H
H
Cl
Cl
((acac))+
+ Na
Na
OH
OH
((acac))→
→
NaCl
NaCl((ac
ac) +
) +
H
H--O
O--H
H
((ll))
••
Brønsted
Brønsted--Lowry
Lowry
En agua:
Ácido dona protón (tiene que tener un
protón
protón
)
B
t
tó (ti
t
lit
lit
i
i
)
H–A + :B
֕
:A
–
+ H–B
+
Base acepta protón (tiene que tener un
par
par solitario
solitario
)
••
Lewis
Lewis
(no necesita agua)
Ácido acepta electrones
Ácidos
•
Los iones de H
+
en
agua forman
hidronio
hidronio, H
, H
3
3
O
O
+
+
H
H
+
+
+ H
+ H
2
2
O
O
H
H
3
3
O
O
+
+
•
Los
ácidos
ácidos moleculares
moleculares
no se disocian pero en
agua se
ionizan
ión
ión hidronio
hidronio, H
, H
33O
O
++Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
agua se
ionizan
En la fórmula, el
H
H
ionizable se escribe al frente
HC
HC
22H
H
33O
O
22((
ac
ac
)
)
→
→
H
H
++((
ac
ac
) + C
) + C
22
H
H
33O
O
22−−((
ac
ac
))
11
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Sustancias Amfotéricas
•
Pueden actuar como ácido y base
Contienen
H
H
transferible y par solitario.
•
Ejemplo: agua
•
Ejemplo: agua
Base que acepta H
+
de HCl
HCl(ac) + H
2
O(l)
→
Cl
–
(ac) + H
3
O
+
(ac)
Ácido que dona H
+
a NH
3
Problemas con la Teoría de Arrhenius
•
No explica por qué:
se forman soluciones
soluciones básicas
básicas en H
2O de compuestos sin
OH
OH
––
Moleculares
Moleculares: NH
3
Iónicos
Iónicos:: Na
2CO
3o Na
2O
se forman soluciones
soluciones ácidas
ácidas en H
2O de compuestos sin H
H
++
Moleculares
Moleculares:: CO
2Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
Ocurren rx’s ácido-base en soluciones
soluciones no
no--acuosas
acuosas
13
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
••
Reversibles
Reversibles
H
H–
–A
A
+
+
:B
:B
֕
:A
:A
–
–
+
+
H
H–
–B
B
+
+
Ventaja de Brønsted-Lowry – permite reacciones
reversibles con pares conjugados
Ácido Ácido j d j d Base Base conjugada conjugada
:A
:A
–
–
+
+
H
H–
–B
B
+
+
֕
H
H–
–A
A
+
+
:B
:B
•
Cada reactivo y producto se convierte en un par
par
conjugado conjugado conjugada conjugada Ácido Ácido conjugado conjugado Base Base conjugada conjugada
conjugado
conjugado
La
base
base
original se convierte en su
ácido
ácido conjugado
conjugado..
El
ácido
ácido
original se convierte en su
base
base conjugada
conjugada..
Ejemplos de Ácido-base Brønsted-Lowry y pares
conjugados
H–A
+
:B
֕
:A
–
+
H–B
+
ácido
base
base
ácido
conjugada
conjugado
conjugada
conjugado
HCHO
2
+
H
2
O
֕
CHO
2
–
+
H
3
O
+
ácido
base
base
ácido
conjugada
conjugado
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Práctica – Escriba la fórmula para el
ácido
ácido cojugado de los siguientes:
H O
H O
+
H
2
O
NH
3
CO
3
2
−
H
3
O
NH
4
+
HCO
3
−
3
−
3
Práctica – Escriba la fórmula de la
base
base conjugada de las siguientes
H O
H O
HO
−
H
2
O
NH
3
CO
3
2
−
H
2
O
HO
NH
3
NH
2
−
CO
3
2
−
debido a que CO
3
2
−
no contiene H,
NO
NO
Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
3
H
2
PO
4
1
−
3
q
3
puede ser un ácido
H
2
PO
4
1
−
HPO
4
2
−
17
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ejemplo
Ejemplo 15.1a
15.1a
: Identifique los ácidos y base Brønsted-Lowry, y sus pares
conjugados, en la reacción
H
2SO
4+
H
2O
֕
HSO
4–+
H
3O
+ácido
base
base
ácido
conjugada
conjugado
H
2SO
4+ H
2O
֕
HSO
4–+
H
3O
+H
2SO
4
HSO
4pierde
pierde H
+
H
2SO
4es el ácido
H
2SO
4
HSO
4, pierde
pierde H
H
2SO
4es el ácido
HSO
4su base conjugada
H
2O
H
3O
+, acepta
acepta un H
+
H
2
O es la base
H
3O
+su ácido conjugado
Ejemplo 15.1b: Identifique los ácidos y bases Brønsted-Lowry y sus pares
conjugados
HCO
3–+
H
2
O
֕
H
2CO
3+
HO
–b
á id
á id
b
HCO
3–+ H
2O
֕
H
2CO
3+
HO
–base
ácido
ácido
base
conjugado
conjugada
HCO
3
H
2CO
3, acepta un H
+
HCO
3
es la base
Práctica—Escriba las ecuaciones de las siguientes especies reaccionando
con agua y actuando como
ácido
ácido monoprótico
monoprótico
e identifique la base y ácido
conjugados
HBr
+
H
2O
֕
Br
−+
H
3O
+Ácido Base base ácido conjugada conjugado
HSO
H O
SO
2H O
HBr
HSO
HSO
4−+
H
2
O
֕
SO
42−+
H
3O
+Ácido
Base
base
ácido
conjugada
conjugado
HSO
4−Práctica—Escriba las ecuaciones de las siguientes especies reaccionando
con agua y actuando como
base
base monoprótica
monoprótica
e identifique la base y ácido
conjugados
I
−+
H
2O
֕
HI
+
OH
−I
−Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 19
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
I
+
H
2O
֕
HI
+
OH
Base
Ácido
ácido
base
conjugado
conjugada
I
CO
32−CO
32−
+
H
2O
֕
HCO
3−+
OH
−Base
Ácido
ácido
base
conjugado
conjugada
Comparación de la Teoría de Arrhenius
y la de Brønsted-Lowry para
ácidos
ácidos
• Arrhenius
HCl(
)
H
+
(
) Cl (
) {f
t }
•
Brønsted
–
Lowry
HCl(
) + H O(
l
)
Cl (
) + H O
+
(
) {f
t }
HCl(
ac
)
H
+
(
ac
) +Cl
−
(
ac
) {fuerte}
HF(
ac
)
֕
H
+
(
ac
) + F
−
(
ac
) {débil}
HCl(
ac
) + H
2
O(
l
)
Cl
−
(
ac
) + H
3
O
+
(
ac
) {fuerte}
HF(
ac
) + H
2
O(
l
)
֕
F
−
(
ac
) + H
3
O
+
(
ac
) {débil}
Comparación de la Teoría de Arrhenius
y la de Brønsted-Lowry para
bases
bases
• Arrhenius
NaOH(
ac
)
Na
+
(
ac
) + H
−
(
ac
) {fuerte}
•
Brønsted
–
Lowry
NaOH(
ac
) +
H
2
O(
l
)
Na
+
(
ac
) + OH
−
(
ac
) {fuerte}
NH
3
(
ac
) + H
2
O(
l
)
֕
NH
4
+
(
ac
) + OH
−
(
ac
) {débil}
NH
4
OH(
ac
)
֕
NH
4
+
(
ac
) + OH
−
(
ac
) {débil)
Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 21
NH
3
(
ac
) H
2
O(
l
)
֕
NH
4
(
ac
) OH (
ac
) {débil}
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ácidos fuertes
HCl
H
+
+ Cl
−
HCl + H
2
O
H
3
O
+
+ Cl
−
•
Escala de fortaleza de
ácidos depende de la
capacidad
capacidad para
para donar
donar H
H
capacidad de agua como
estándar en la escala
Se ionizan
100% en
100% en agua
agua
Electrolito fuerte
[H
[H O
O
++] = [
] = [ácido
ácido fuerte
fuerte]]
0.10 M
0.10 M HCl
HCl
=
=
0.10 M H
0.10 M H
3
3
O
O
+
+
[H
[H
33O
O ] = [
] = [ácido
ácido fuerte
fuerte]]
K
K grande
grande
HF
֕
H
+
+ F
−
HF + H
2
O
֕
H
3
O
+
+ F
−
Ácidos débiles
•
Dona pequeña fracción de H’s
No donan H a agua
Se ionizan menos que un 1%
en agua
[H
[H
3
3
O
O
+
+
] << [
] << [ácido
ácido débil
débil]]
K
K pequeña
pequeña
Está desplazada hacia reactivos
Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
0.10 M HF
0.10 M HF
≠≠
0.10 M H
0.10 M H
3
3
O
O
+
+
23
Base conjugada es fuerte
K grande
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
F
−
+ H
2
O
֕
HF + OH
−
Aument
o
o
de acidez
o
de bacisidad
Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Aument
o
Tendencias Generales de Acidez
•
Mientras más fuerte el ácido, la base conjugada
será más débil
•
Ma or # de
# de o idación
o idación
o i ácido más f erte
f erte
•
Mayor # de
# de oxidación
oxidación = oxi-ácido más fuerte
fuerte
H
2
SO
4
> H
2
SO
3
; HNO
3
> HNO
2
•
Fortaleza ácida
Cationes > moléculas neutrales > aniones
H
3O
+> H
2O > OH
−; NH
4+> NH
3> NH
2−Constante de ionización ácida,
K
K
a
a
•
Fortaleza ácida relativa a agua asociada a la
magnitud de K
HA + H O
֕
A
−
+ H O
+
HA + H
2
O
֕
A + H
3
O
+
K
a
alta
ácido fuerte
3
2
a
[A ] [H O ]
[HA]
K x H O
K
Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 27
Autoionización de agua y Producto iónico
H
2
O
֕
H
+
+ OH
–
H
2
O + H
2
O
֕
H
3
O
+
+ OH
–
2 3 2 3 2H O
OH
K
K x H O
K
H O
OH
•
Producto iónico de agua = [H
3
O
+
] x [OH
-
]
K
w= [H
3O
+] x [OH
-] = 1.00 x 10
-14a 25°C
Constante de Disociación de agua
o
o
[H
[H
33O
O
++] = [OH
] = [OH
––] = 10
] = 10
−−77M a 25
M a 25 °°C
C
2
2
3 2 wK
K x H O
K
H O
OH
H O
Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
•
Agua es electrolito muy débil
2/1 billión moléculas de agua foman iones por
autoionización
.
Todas las soluciones acuosas contienen H
3O
+y OH
–
[H
3O
+] es inversamente proporcional a [OH
–]
29Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Soluciones ácidas y básicas
•
Las soluciones acuosas tienen H
3
O
+
y OH
–
Neutral
Neutral
[H
3O
+] = [OH
–] = 1.00 x 10
−7
Ácida
Ácida
[H
3O
+] > [OH
–]
[H
3O
+] > 1.00 x 10
−7; [OH
–] < 1.00 x 10
−7
Básica
Básica
3 Kw OHH O
Kw H OOH
[OH
–] > [H
3O
+]
[H
3O
+] < 1.00 x 10
−7; [OH
–] > 1.00 x 10
−7 3 H O
H
H
+
H
+[H
+] 10
010
−110
−310
−510
−710
−910
−1110
−1310
−14[H
+]
≠
0; [OH
−]
≠
0
Ácido
Base
[H
+
]
vs
. [OH
−
]
3 Kw OHH O
3 Kw H OOH
OH
−
H
+
H
+
H
+
H
+
H
OH
−
OH
−
OH
−
OH
−[OH
−]10
−1410
−1310
−1110
−910
−710
−510
−310
−110
0Copyright 2011 Pearson Education, Inc.
Los tamaños de H
+y OH
−no están a escala porque las divisiones
son potencias de 10 no unidades
31
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ejemplo
Ejemplo 15.2b
15.2b
: Calcule la [OH
] a 25 °C cuando [H
3O
+] = 1.5 x 10
−9M, y
determine si la solución es ácido, básica, o neutral
Solución:
Básica: [OH
─
] > 10
─7
M
Práctica – Determine la [H
3O
+] cuando [OH
−] = 2.5 x 10
−9M
Solución:
Á
Medidas de Acidez: pH
•
Escala de acidez o basicidad
pH =
pH =
─
─
log [H
log [H
3
3
O
O
+
+
]]
E
t d 10
i
ti
Exponente de 10 con signo negativo
Necesita saber [H
3
O
+
]
pH
pH
aguaagua=
=
─
─
log {10
log {10
──77} =
} = 7
[H
[H
33O
O
++] = 10
] = 10
──pHpHCopyright 2011 Pearson Education, Inc.
Básico: pH > 7
Ácido: pH < 7
Neutral: pH = 7
33
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
¿Qué implica el número de pH?
Escala de pH
ácida básica
••
pH
pH
bajo
bajo
, solución
ácida
ácida
••
pH
pH
alto
alto
solucuión
básica
básica
1 unidad de pH corresponde a un
acidez
acidez
de un
factor de10
•
Intervalo Normal de pH es de 0 a 14
0 a 14
pH = 0 es [H
3
O
+
] = 1 M, pH 14 es [OH
–] = 1 M
pH puede ser:
Ejemplo
Ejemplo 15.3b
15.3b
: Calcule el pH a 25 °C cuando [OH
] = 1.3 x 10
−2M, y
determine si la solución es ácida, básica, o neutral
Solución:
Solución básica
Práctica – Determine el pH a 25 ºC de una solución con [OH
−] = 2.5 x 10
−9M
Solución:
Copyright 2011 Pearson Education, Inc. 35
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Práctica
Práctica
– Determine el [OH
−] de una solución con pH de 5.40
pOH
ácida básica
•
Otra escala es:
pOH
pOH =
−
log[OH
]
, [OH
] = 10
−
pOH
pOH
agua
=
−
log[10
−
7
] = 7
Se neceista [OH
] para encontrar pOH
•
pOH < 7 es
básico
básico
;
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•
pOH < 7 es
básico
básico
;
•
pOH > 7 es
ácido
ácido
,
•
pOH = 7 es neutral
••
pH +
pH + pOH
pOH = 14.0
= 14.0
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/epH y pOH
Práctica – Complete la tabla
Ácido
Base
pH
0 1 3 5
7
9 11
13
14
OH
−
H
+
H
+
H
+
H
+
H
+OH
−
OH
−
[H
+] 10
010
−110
−310
−510
−710
−910
−1110
−1310
−14pH
OH
OH
OH
−
OH
−
OH
−[OH
−]10
−1410
−1310
−1110
−910
−710
−510
−310
−110
0Relaciones entre pH y pOH
•
pH + pOH = 14.00
a 25 °C
Puede usar pOH para encontra pH
Puede usar pOH para encontra pH
14
3
w
14
3
3
[H O ][OH ]
1.0 10
log [H O ][OH ]
log 1.0 10
log [H O ]
log [OH ]
14.00
K
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3
g [
]
g [
]
pH
pOH
14.00
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ejemplo
Ejemplo::
Calcule el pH a 25 °C cuando [OH
] = 1.3 x 10
−2M, y determine
si la solución es ácida, básica, o neutral
Solución:
Solución básica
Práctica – Determine el pOH a 25 ºC de una solución con [H
3O
+] = 2.5 x 10
−9M
p
K
•
Otra forma de ver fortaleza ácido-base es
pK
p
pK
K
a
a
=
=
−
−
log(K
log(
K
a
a
)),
K
a
= 10
−
p
K
a
p
p
K
K
b
b
=
=
−
−
log(
log(
K
K
b
b
))
,
K
b
= 10
−
p
K
b
•
Menor pK
a
más fuerte el ácido
Mayor
K
a
= p
K
a
más pequeña
Por (–log)
•
Menor pK más fuerte la base
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•
Menor pK
b
más fuerte la base
Mayor
K
b
= p
K
b
más pequeña
41
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Determinar pH de una solución de ácido o base fuerte
•
[H
3
O
+
] = [HÁcido] para ácido fuerte monoprótico
0.10 M HCl tiene [H
3O
+] = 0.10 M y pH = 1.00
•
[OH
−
] = (# OH
−
)x[Base] para base fuerte
Determinar pH de ácido débil
•
Fuentes de H
3
O
+
en solución acuosa
Ácido
agua
agua
•
Hay que resolver K
eq
de:
HA + H
2
O
֕
A
+ H
3
O
+
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ejemplo
Ejemplo 15.6
15.6: Calcule el pH de una solución 0.200 M HNO
2(
ac
) a 25 °C
2 20 2 2 0 3 3 0 2 2 3 2 2 2 3 0.2 0 0 eq eq eq eq eq eq HNO HNO x NO NO x H O H O x HNO x NO x H O xHNO
H O
NO
H O
2 2 3 20.2
0.2
q eq eqNO
H O
x
x
x
Ka
HNO
x
x
De la tabla 15.5 - Ka = 4.6 x 10
-4
y descartando
x
2
x
4
3
2 0
4.6 10
0.2
x
Ka
x
x
H O
Ka HNO
La aproximación es válida
HNO
2(
ac
) a 25 °C
3 39.6 10
x
H O
x
M
2 2 0 2 3 3 3 2 2 3 30.2
9.6 10
9.6 10
log 9.6 10
2.02
eq eq eq eq eq eqHNO
HNO
x
NO
H O
x
HNO
x
NO
H O
x
pH
x
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Aunque no exacta es
rasonablemente cercana
Corroborando:
K
afor HNO
2= 4.6 x 10
−4Ejemplo
Ejemplo 15.7
15.7: Determine el pH de una sol’n acuosa 0.100 M HClO
2(
ac
) a 25 °C
HClO
2
+ H
2
O
֕
ClO
2
+ H
3
O
+
K
a
HClO
2
= 1.1 x 10
−
2
la aproximación
no
no
es válida : hacer cuadrática
K
a(HClO
2)= 1.1 x 10
−2Ejemplo 15.7: Determine el pH de una solución acuosa 0.100 M HClO
2(
ac
) a
25 °C
Cuadrática
Cotejo
Cotejo
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jj
Ejemplo
Ejemplo 15.8
15.8
: Determine el
K
ade un ácido débil para una solución 0.100 M
con pH = 4.25
3 02
3
10
pH eqA
eqx
H O
eqHA
HA
x
HA
H O
A
H O
5 4.25 5 3 2 5 2 8 00.1 5.6 10
10
5.6 10
5.6 10
3.1 10
0.1
eq eq eqHA
x
A
x
H O
x
x
x
Ka
x
HA
x
Relación entre [H
3
O
+
]
eq
& [HA]
0
•
Aumento en [HA]
0
resulta en
aumento de [H
3O
+]
eq
Disminuye el % de ionización
Significa que el aumento en [H
3O
+] es más lento que el
aumento en la concentración del ácido
Por
Por ciento
ciento de
de ionización
ionización
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Ejemplo
Ejemplo 15.9
15.9
: Calcule el por ciento de ionización de una solución 2.5 M de
HNO
2Ka(HNO
2
) = 4.6 x 10
-4
3 02
3
eqA
eqx
H O
eqHA
HA
x
HA
H O
A
H O
3 0 H O x HA Ka
eq 0
eq
eq
2 2 4 4 2 0 2 2 34.6 10
2.5
4.6 10
3.4 10
2.5
2.5
3.4 10
3.4 10
eq eq eqx
x
Ka
x
x
x
x
x
HA
x
HA
x
A
x
H O
x
2 3 03.4 10
%
100
100
1.4%
2.5
eqH O
x
ionizacion
x
x
HA
Ejemplo
Ejemplo 15.10
15.10
: Calcule el pH de una mezcla de 0.150 M HF(
ac
) con 0.100 M
HClO
2(
ac
)
HF + H
2O
֕
F
+ H
3O
+K
= 3 5 x 10
−4Determinación del pH en mezclas de ácidos
HF + H
2O
֕
F + H
3O
K
a3.5 x 10
HClO + H
2O
֕
ClO
+ H
3O
+K
a= 2.9 x 10
−8H
2O + H
2O
֕
OH
+ H
3O
+K
w= 1.0 x 10
−14HF
H O
F
H O
Para el
Para el cálculo
cálculo se
se usará
usará el
el ácido
ácido más
más fuerte
fuerte que
que es
es HF
HF
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
3 02
3
eqF
eqx
H O
eqHF
HF
x
HF
H O
F
H O
0 32
3
eqF
eqx
H O
eqHF
HF
x
HF
H O
F
H O
Ejemplo 15.10: Calcule el pH de una mezcla de 0.150 M HF(
ac
) con 0.100 M
HClO
2(
ac
)
K
a(HF) = 3.5 x 10
−4K
a(HClO)= 2.9 x 10
−8
2 2 4 4 3 3 0 3 3 03.5 10
0.15
3.5 10
7.2 10
0.15
7.2 10
%
100
100 4.8%
0.15
eq eqx
x
Ka
x
x
H O
x
x
x
HF
x
H O
x
ionizacion
x
x
HA
Aproximación válida < 5%
3
log 7.2 10
2.14
pH
x
p
Práctica – Determine el pH a 25 ºC de una mezcla de 0.045 M HCl y 0.15 M HF
Solución:
[HCl] =
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Bases Fuertes
Ejemplo
Ejemplo 15.11
15.11
: Calcule el pH a 25 °C de una solución 0.0015 M de
Sr(OH)
2y determine si es ácida, básica o neutral
Solución:
Solución:
[OH
]
= 2(0.0015)
= 0.0030 M
Práctica
Práctica
– Calcule el pH de las soluciones siguientes
0.0020 M HCl
[H
3
O
+
] = [HCl] = 2.0 x 10
−
3
M
pH =
−
log(2.0 x 10
−
3
) = 2.70
0.0015 M Ca(OH)
2
p
g(
)
[OH
−
] = 2 x [Ca(OH)
2
] = 3.0 x 10
−
3
M
pOH =
−
log(3.0 x 10
−
3
) = 2.52
pH = 14.00
−
pOH = 14.00
−
2.52
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p
p
pH = 11.48
55
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Bases débiles:
Constante de Ionización Básica,
K
b
•
La fortaleza de la base se mide por la
magnitud de la
K
b
al reaccionar con H
2
O
:B + H
2
O
֕
OH
−
+ H:B
+
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Estructura de Aminas
Ejemplo
Ejemplo 15.12
15.12
:Determine el pH de una solución 0.100 M de NH
3(
ac
)
(K
b= 1.76 x10
-5)
3
2
4
NH
H O
NH
OH
OH
x
NH
3
NH
3 0
x
NH
4x
2 2 4NH
OH
x
x
K
3 3 0 3 0 5 31.76 10
0.100
1.33 10
bK
NH
NH
x
NH
x
x
x
x
OH
Ahora
Ahora x = [OH
x = [OH
--
]]
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
la aproximación es válida
Relación entre
K
ade un ácido con el
K
bde su base conjugada
֕
֕
3 a b A H O K HA HA OH K A Cuando suma ecuaciones, se multiplican las
K’s
3 w
K
H O
OH
֕
A Ejemplo
Ejemplo 15.14
15.14
: Determine el pH de una solución 0.100 M NaCHO
2(
ac
)
(K
a[HCHO
2]=1.8x10
-4)
Na
Na
++es el
catión
catión de
de
una
base
base fuerte
fuerte-- pH
pH es
es nuetral
nuetral
. El
CHO
CHO
22
es el
anión
anión
de
de
un
ácido
ácido débil
débil –
– pH
pH básico
básico
. Escriba la reacción para el anión en agua.
2
2
2
CHO
H O
HCHO
OH
OH
x
2 2 0CHO
CHO
x
HCHO
2
x
0
2 2 2 2 2 0 2 0 w b aHCHO
OH
K
x
x
K
K
CHO
CHO
x
CHO
Recuerde
Recuerde que
que ahora
ahora
OH
x
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OH
x
Solución
Solución del
del Ejemplo
Ejemplo 15
15..14
14
: Determine el pH de una solución 0.100 M
NaCHO
2(
ac
) (K
a[HCHO
2]=1.8x10
-4)
2 0 bx
K x CHO
Aproximación válida
= [
OH
-]
Práctica
Práctica
– Si una solución 0.15 M NaA tiene un pOH de 5.45, determine
K
ade HA
Na
+catión base fuerte – pOH neutral. Pero pOH es < 7, la
solución es básica porque A
−viene de ácido débil.
2
A
H O
HA
OH
10
pOHOH
x
0A
A
x
HA
x
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Aniones actuando como bases débiles
•
Todo anión se puede considerar como base
conjugada de un ácido
A
−(
ac
) + H O(
l
)
֕
HA(
ac
) + OH
−(
ac
)
Propiedades ácido–base de las sales
A (
ac
) + H
2O(
l
)
֕
HA(
ac
) + OH (
ac
)
Mientras
Mientras más
más fuerte
fuerte sea el
sea el ácido
ácido,
, más
más débil
débil será
será su
su base
base
conjugada
conjugada
Un anión
anión que sea la base conjugada de un ácido
ácido fuerte
fuerte
exhibe pH neutral
pH neutral
Cl
−(
ac
) + H
2O(
l
)
HCl(
ac
) + OH
−(
ac
)
Cl (
ac
) H
2O(
l
)
HCl(
ac
) OH (
ac
)
Ejemplo 15.13: Use la tabla para determinar si el anión
es básico o neutral
a)
NO
3
−
base conjugada de
j g
ácido fuerte, por lo
tanto es neutral
b)
NO
2
−
base conjugada de
ácido débil, por lo
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tanto es básico
65
Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Cationes Poliatómicos actúan como ácidos
ácidos débiles
débiles
•
Algunos son:
Ácidos conjugados de bases débiles
contra-iones de bases fuertes
Son potencialmente ácidos
Son potencialmente ácidos
MH
+(
ac
) + H
2
O(
l
)
֕
MOH(
ac
) + H
3O
+(
ac
)
Mientras más fuerte la base, más débil el ácido
conjugado
Un catión
catión
Contra-ión de base
base fuerte
fuerte el pH
pH es
es neutral
neutral
Ácido conjugado de una base
base débil
débil es ácido
ácido
NH
4+(
ac
) + H
Cationes Metálicos actúan como ácido débil
•
Los cationes de metales pequeños y altamente
cargados son ácidos débiles
Cationes de metales alcalinos y alcalino térreos el pH
es neutral
es neutral
Los cationes están hidratados
Al(H
2O)
63+(
ac
) + H
2O(
l
)
֕
Al(H
2O)
5(OH)
2+(
ac
) + H
3O
+(
ac
)
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Tro, Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ejemplo 15.15: Determine si el catión es acídico o neutral
a)
C
5
N
5
NH
2
+
el ácido conjugado de la base débil de piridina,
por lo tanto es ácido
b)
Ca
2+
El contra ión de una base fuerte, Ca(OH)
2
,
neutral
c)
Cr
3+
c)
Cr
Clasificación de sales, (pH)
Proviene
de:
Catión
de base
Anión
de ácido
pH
de:
de base
de ácido
fuerte
fuerte
Neutral
fuerte
débil
Básico
débil
fuerte
Ácido
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