Acido-Base, Química

Chemistry, The Central Science, 11th edition Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Jr., and Bruce E. Bursten

Capitulo 16 Acidos y Bases
John D. Bookstaver St. Charles Community College Cottleville, MO

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Algunas Definiciones
• Arrhenius
– Un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, aumenta la concentraciónde iones de hidrógeno. – Una base es una sustancia que,al disolverse en agua, aumenta la concentraciónde iones de hidróxido.
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Algunas Definiciones
• Brønsted-Lowry
– Un ácido es un donador de protones. – Una base es un aceptor de protones.

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Un ácido Brønsted-Lowry … … debe tener un protón extraíble (ácido).

Un base Brønsted-Lowry … … debe tener un par de electrones no enlazantes.
Acids and Bases 4Si tiene ambas características …
…es amfiprótico. HCO3 HSO4

H 2O
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¿Qué sucede cuando un ácido se disuelve en agua?
• El agua actúa como una base de BrønstedLowry y abstrae un protón (H+) al ácido. • Como resultado, la base conjugada del ácido y un ión hidronio se forma. Acids
and Bases 6

Autoionización del Agua
• Como hemos visto, el agua es anfótera. • En elagua pura, unas pocas moléculas actúan como bases y unas pocas actúan como ácidos.
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

• Esto se conoce como autoionización.
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Constante del producto iónico
• La expresión de equilibrio para este proceso es Kc = [H3O+] [OH-] • Esta constante de equilibrio especial que se conoce como la Constante del producto iónico para el agua, Kw. • A25°C, Kw = 1.0 × 10-14

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pH
pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración de iones hidronio. pH = -log [H3O+]

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pH
• En agua pura, Kw = [H3O+] [OH-] = 1.0 × 10-14 • Ya que en agua pura [H3O+] = [OH-], [H3O+] = 1.0 × 10-14 = 1.0 × 10-7
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pH
• Por lo tanto, en agua pura, pH = -log (1.0 × 10-7) = 7.00 • Unácido tiene una mayor [H3O+] que el agua pura, por lo que su pH es 7.

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Acidos de Lewis

• Los ácidos de Lewis son definidos como receptores de pares de electrones-. • Los átomos con un orbital vacío de valencia pueden ser ácidos Lewis.

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Bases de Lewis

• Las bases de Lewis se definen como donantes de pares de electrones-. • Todo aquello que puedeser una base de Brønsted-Lowry es una base de Lewis. • Sin embargo, las bases de Lewis pueden interactuar con otras además Acids de and Bases 13 los protones.

Constantes de disociación
• Para la disociación de un ácido en general,
HA (ac) + H2O (l) A- (ac) + H3O+ (ac)

la expresión de equilibrio sería
[H3O+] [A-] Kc = [HA]

• Esta constante de equilibrio se denomina constante dedisociación de ácido, Ka.

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Constantes de disociación
Cuanto mayor sea el valor de Ka, más fuerte es el ácido

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Calculo de Ka desde el pH
El pH de una solución 0.10 M de ácido fórmico, HCOOH, a 25°C es 2.38. Calcule Ka para el ácido fórmico a esta temperatura. Sabemos que [H3O+] [COO-] Ka = [HCOOH]
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Calculo de Ka desde el pH
El pHde una solución 0.10 M de ácido fórmico, HCOOH, a 25°C es 2.38. Calcule Ka para el ácido fórmico a esta temperatura. Para calcular Ka, necesitamos las concentraciones de equilibrio de las tres especies. Podemos encontrar [H3O+], que es lo mismo que [HCOO-], desde el pH.

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Calculo de Ka desde el pH
pH = -log [H3O+] 2.38 = -log [H3O+] -2.38 = log [H3O+] 10-2.38 = 10log [H3O+]= [H3O+] 4.2 × 10-3 = [H3O+] = [HCOO-]

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Calculo de Ka desde el pH
Ahora podemos establecer una tabla …
[HCOOH], M Inicial Cambio Equilibrio 0.10 - 4.2 × 10-3 0.10 - 4.2 × 10-3 = 0.0958 = 0.10 [H3O+], M 0 + 4.2 × 10-3 4.2 × 10-3 [HCOO-], M 0 + 4.2 × 10-3 4.2 × 10-3

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Calculo de Ka desde el pH
[4.2 × 10-3] [4.2 × 10-3] Ka = [0.10] = 1.8 × 10-4...