Acidos y Bases

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Definición de ArrrheniusDefinición de Arrrhenius

• Acidos entregan hidrógenos en medio acuoso :

HClH2O

• HCl H+ + Cl-

•Bases Entregan OH- en agua:

NaOHH2O Na+ + OH-

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El ion hidronio• El ión H+ producido por un ácido en el

agua no puede exisir aislado. Esta g penlazado a una molécula de agua:

• H+ + H O H O+• H + H2O H3O

H3O+ se denomina ion hidronio.3

La estructura de Lewis indica más abajo su conformación:conformación:

H:O:H::

H

El ión hidronio tambien es

H hidratado por otras

3moléculasde agua.

Tipos de AcidosTipos de Acidos• Acidos monopróticos:

– Un ión hidrógeno (protón) por fórmula. – HNO3 H+ + NO3

-3 3

• Acidos Dipróticos D t fó l– Dos protones por fórmula .

– H2SO4 2H+ + SO42-

• Acidos Tripróticos Tres protones por formula– Tres protones por formula.

– H3PO4 3H+ + PO43-

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Acidos CarboxílicosAcidos Carboxílicos

• No todos los hidrógenos de un compuesto son ácidos.

• En el ácido acetico sólamente el H unido al grupo carboxílico es ácido:al grupo carboxílico es ácido:

O Grupo b íli

O

H3C C

OH

carboxílico.H3C C +H+

OHHidrógeno acídico

Hidrógeno no acidos

O-

Ion Acetato

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no acidos

Acidos y Bases Fuertes y Débiles.

• Un ácido o base fuerte está 100% ionizado

• HCl H+ + Cl-

N OH N + OH• NaOH Na+ + OH-

• Un ácido o base debil esta parcialmente U ác do o base deb esta pa c a e teionizado y en equilibrio:HC H O H+ + C H O• HC2H3O2 H+ + C2H3O2

-

• NH3 + H2O NH4+ + OH-

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3 2 4

El amoniacio NH3 acuoso esEl amoniacio NH3 acuoso es referido como NH4OH4

NH3 + H2O NH4+ + OH- NH4OHNH3 + H2O NH4 + OH NH4OH

i Ion AmonioamoniacoIon Hid ó id

Hidróxido de Amonio

Hidróxido

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Acidos reaccionan con BasesBases.

(Neutralización)(Neutralización)• H+ + OH- H2O• HCl + NaOH H2O + NaCl• H+ + NH3 NH4

+H NH3 NH4

• HCl + NH3 NH4Cl

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Teoría ácido-base de Lowry-Brønsted

• Acidos: Substancias donoras de protones. Capaces de dejar en una solución, protones (iones hidronios) en libertad.

• Bases: substancias aceptoras de protones (iones hidronio)

• En ambos casos los productos formados sonEn ambos casos los productos formados son ácidos conjugados y bases conjugadas.

• Un ácido y su base conjugada o una base y su• Un ácido y su base conjugada o una base y su ácido conjugado se denominan par acido-base conjugado

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conjugado.

Acidos y Bases conjugadasy j g

Id tifi l id b i• Identifique el par acido-base en una reaccion ácido base. Complete la reaccione que contienen el par ácido-base conjugadoscontienen el par ácido base conjugados

• En una reacción hipotética entre un ácido: HA y una base B-.• .• Tome un HA + B- A- + HB

• En la reacción directa HA actua como un ácido donando un protón a la base, B-.E l ió i HB tú á id d d• En la reacción inversa, HB actúa como un ácido donando (devolviendo) el protón a A-, la base.

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Pares conjugados acido basePares conjugados acido-base

• El acido HA en la reacción directa llega a ser A-, el cual es la base para la reacción , preversa.

• La base B- de la reacción directa llega a• La base B de la reacción directa llega a ser el acido HB para la reacción inversa.

• HA y A- son un par acido-baseconjugado.conjugado.

• B- y HB son un par acido-base.

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Acidos y Bases conjugadosAcidos y Bases conjugados

C d á id ti b j d• Cada ácido tiene una base conjugada y cada base tiene un ácido conjugado.

• La base conjugada del par contiene un H menos y una carga negativa más que el y g g qácido.

• El ácido conjugado del par tiene un H más• El ácido conjugado del par tiene un H más y una menor carga negativa que la base.

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Reacciones acido base (conjugadas)(conjugadas)

• Una reacción ácido base ocurre cuando reaccionan un ácido con una base parareaccionan un ácido con una base para formar su base conjugada y acido conjugado respectivamente.espec a e e

• acido1 + base2 base1 + acido2

• Por ejemplo en la reacción:• HF + H O H O+ + F-• HF + H2O H3O+ + F-

• ácido base a.c b.c.HF F j d– HF y F- son un par conjugado

– H2O y H3O+ son un par conjugado

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Autoionización del aguaAutoionización del agua.

• Escribamos una ecuación química para la autoionización del agua.

• El agua esta levemente ionizada en suEl agua esta levemente ionizada en su estado líquido: Esta puede ser escrita de dos maneras:de dos maneras:– 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)

• o:– H O (l) H+ (ac) + OH-(ac)

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– H2O (l) H (ac) + OH (ac)

Grado de ionización del aguaGrado de ionización del agua.• El grado de ionización del agua esta dado por laEl grado de ionización del agua esta dado por la

expresión Kw:

• Kw = [H3O+(ac)][OH-(ac)] a 25oC, Kw = 1.0 x 10-14.

• [H3O+(ac)] = Kw/[OH-(ac)]3 w

• [OH-(ac)] = K / [H O+(ac)]• [OH (ac)] = Kw/ [H3O (ac)]

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Producto iónico. Constante del Kagua, Kw

• Kw = [H+] [OH] o Kw = [H3O+] [OH-]

• En solución neutra, [H+] = [OH-] y [H3O+] = [OH-]

• A 25oC,, Kw = 1 x 10-14 = [H+][OH-]

• En una solución neutra, sustituyendo [H+] por [OH-]:• 1 x 10-14 = [H+][H+] = [H+]2 ; √1 x 10-14 = √[H+]2

16Y [H+] = 1 x 10-7 = [OH-]

Balance entre H O+ y OH-Balance entre H3O y OHE l ió t• En una solución neutra,

• [H3O+(ac)] = [OH-(ac)] = 1.0 x 10-7 M

• En una solución básica [OH-(ac)] > [H3O+(ac)] – [OH-(ac)] > 1 0 x 10-7 M– [OH (ac)] > 1.0 x 10 M– [H3O+(ac)] < 1.0 x 10-7 M

• En una solución ácida [H3O+(ac)] > [OH-(ac)] – [OH-(ac)] < 1.0 x 10-7 M[ ( )]– [H3O+(ac)] > 1.0 x 10-7 M

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Relación entre OH- y H O+Relación entre OH y H3O

C d [H O+( )] t [OH ( )]• Cuando [H3O+(ac)] aumenta, [OH-(ac)] decrece.

• Cuando [H3O+(ac)]decreces, [OH-(ac)] aumenta.

• Cuando [OH-(ac)] Aumenta, [H3O+(ac)] decrecedecrece.

• Cuando [OH-(ac)]decrece, [H3O+(ac)] a mentaaumenta.

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pH y pOHpH y pOH

• [H+(ac)] = [H3O+(ac)] , [OH-(ac)], pH, pOH.

• Definición : pX = -log(X)– pH = -log[H+(ac)] = -log[H3O+(ac)]– pOH = - log[OH-(ac)]p g[ ( )]

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Relaciones de interés:• Kw = [H3O+(ac)][OH-(ac)]

• pKw = - logKw = -log{[H3O+(ac)][OH-(ac)]}p w g w g{[ 3 ( )][ ( )]}

• log(1 0x10-14) = log [H O+(ac)]+ log[OH-(ac)]• -log(1.0x10 14) = -log [H3O+(ac)]+-log[OH (ac)]

• 14 = pH + pOH; pH = 14 - pOH; pOH = 14 – pH

• [H3O+(ac)] = Kw/[OH-(ac)] = (10-14)/[OH-(ac)]

20• [OH-(ac)] = Kw/[H3O+(ac)] = (10-14)/[H3O+(ac)]

Un problema simple:p p• El pH de una solución es 9.40. Calcular la [H+(ac)] =

[H3O+(ac)]; [OH-(ac)]; and pOH[H3O (ac)]; [OH (ac)]; and pOH.

• pH = log[H+(ac)]; log[H+(ac)] = pH• pH = -log[H+(ac)]; log[H+(ac)] = -pH• [H+(ac)] = antilog(-pH) = 10-pH = 10-9.40

4 0 10 10 M [H O+( )]• = 4.0 x 10-10 M = [H3O+(ac)]

• [OH-(ac)] = (10-14)/ [H3O+(ac)] = 10-14/ 4.0 x 10-10

• = 2.5 x 10-5 M

• pOH = 14 - pH = 14 - 9.40 = 4.6021

pOH 14 pH 14 9.40 4.60• pOH = - log[OH-(ac)] = - log(2.5 x 10-5 M) = 4.60

Soluciones Acidas, Basicas, y Neutras

D d l H d t i i l ió• Dado el pH, determinar si una solución es ácida, nautra o básica(alcalina):

• Si pH = 7, [H+(ac)] = [OH-(ac)] la solución es neutra.

• Si pH < 7, [H+(ac] > [OH-(ac)] la solución es ácidaes ácida.

• Si pH > 7, [H+(ac)] > [OH-(ac)] la solución es basica or alcalinaes basica or alcalina.

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Por Ejemplo:Por Ejemplo:

• El pH de una solución es 9.29. La solución es básica o alcalina.

• El pH de otra solución es 2.13. La solución es ácidaes ácida.

• El pH de otra solución es 7.00 at 25oC. La solución es neutra.

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Escala de pHEscala de pH

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pH y relacionespH y relaciones

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Medición del pH pHMedición del pH pHI di d d H• Indicador de pH:

• Una especie cuyo color es diferente en medio á id bá i S tili itácido y básico. Se utiliza como monitor para determinar el tipo de pH de una solución.U i di d id b débil• Un indicador es un acido o base débil y que tiene un color diferente para su forma ácida o su forma base conjugadasu forma base conjugada.

• El pH se puede medir más exactamente con un aparato electrónico llamado pHmetroaparato electrónico llamado pHmetro.

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Hidrólisis Sales en aguaHidrólisis. Sales en agua.

• Cuando se disuelve una sal en agua, se puede formar una solución ácida , básica o neutra. El Proceso de denomina Hidrólisis.

• El pH de la solución resultante depende de la combinación de ácidos y bases utilizados en lacombinación de ácidos y bases utilizados en la formación de una sal.

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Soluciones Formadas de salesSoluciones Formadas de sales

Tipo de ácido Tipo de base Solución

Fuerte Fuerte neutra

Fuerte Débil Acida

Débil Fuerte Basica

Débil Débil Neutra, básica, o ácida

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o ácida

Problema ejemplo• El NaNO2 cuando se disuelve en agua , forma una

solución ácida, básica, o neutra ?.

• NaNO2, nitrito de sodio es una sal de un ácido débil (acido nitroso) y una base fuerte (NaOH).

HNO2 + NaOH NaNO2 + H2O

• Cuando la sal se disuelve, el ión nitrito reacciona con agua para formar ión OH- :

NaNO2 Na+ + NO2-

NO2- + H2O HNO2 + OH-

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Soluciones Buffer (tampones)Soluciones Buffer (tampones)

• Buffer son soluciones que mantiene el pH constante cuando se le agrega una p g gbase o ácido fuerte.

• Buffer se preparan mezclando un ácido• Buffer se preparan mezclando un ácido débil y la sal del ácido o mezclando una

ébase débil y la sal de esa base.

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Como funciona el buffer acido acético/acetato de sodio.

• La solución contiene HC2H3O2 (el cual tú id ) C H O ( l lactúa como acido) y C2H3O2

- (el cual actúa como base):

• Cuando se agrega una base (OH-) es, neutralizado por el HC2H3O2:p 2 3 2– OH- + HC2H3O2 C2H3O2

- + H2O• Cuando se agrega un ácido (H+) esCuando se agrega un ácido (H ) es

neutralizado por el C2H3O2-

H+ + C H O - HC H O31

– H+ + C2H3O2 HC2H3O2

Titulación Acido-Base

• La concentración o cantidad de ácido o base• La concentración o cantidad de ácido o base en una muestra puede ser determinada por una reacción de neutralización :– Cuando se determina la concentración de un

ácido, un volumen medido cuidadosamente se tpone en un matraz.

– Se le agregan al matraz unas dos gotas de indicador ácido baseindicador ácido base.

– Una base estandar , de concentración conocida , es añadida suavemente al matraz desde una bureta,hasta que una gota de la base añadida cambie el color del indicador.Este p nto se denomina p nto final de la

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– Este punto se denomina punto final de la titulación.

BuretaBureta Utilizada en titulaciones á id Bácido Base.

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TitulaciónTitulación

• En el punto final, una cantidad equivalente de base ha sido agregada. Este también g ges denominado punto de equivalencia.

• En el punto de equivalencia, los moles de H+ en el ácido es igual a los moles de OH- agregados.OH agregados.

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Ejemploj p• Calcular la concentración de un a solución de HCl

determinada por una titulación en la cual 50.0 mL de pla solución se añade a un matraz. Se agrega un indicador, y 29.6 mL de solución de NaOH 0.967 M yson requeridos para alcanzar el punto de equivalencia.q– HCl + NaOH NaCl + H2O

mol HCl = mol NaOH = (0.967 mol/L)(29.6mL)(.001L/mL)

0 0274 l= 0.0274 molM(NaOH) = mol/L = (0.0274 mol)/[(50.0mL)(0.001L/mL)]= 0 548 mol/L = 0 548M

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0.548 mol/L 0.548M