Acidobasetotal
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Publicado: 15 de abril de 2015
Teoría de Arrhenius
Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de
hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una
base es toda sustancia que posee por lo menos un ión hidróxido (OH−) en su fórmula empírica
y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan ensolución.
H3O+ + A-
A + H2O
B+ + OH-
BOH + H2O
Teoría de Bronsted – Lowry
Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ion) capaz de
ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón ( no solo oxhidrilo)
ÁCIDO
BASE + H+
Teoría de Lewis: ácido: toda especie capaz de aceptar electrones
AlCl3 + :OR2
H2O: + H+
Cl3Al:OR2
H2O:H+
ÁCIDOS MONOPRÓTICOSÁCIDO FUERTE
HA + H2O
A- + H3O+
H2O + H2O
OH- + H3O+
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]
Balance de masa:
CHA = [A-]
Balance de cargas:
[H3O+] = [A-] + [OH-]
1
Expresión cuadrática:
[H3O+]2 - (CHAx [H3O+]) - Kw = 0
[ H 3O ]
2
CHA C HA
4 Kw
pH = - log [H3O+]
2
Expresión simplificada:
Si [OH-] < 10% de [A-]
Balance de cargas:
[H3O+] = [A-] + [OH-]
[H3O+] = CHA
pH = - log[H3O+]
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCl 1.00 mM
HCl + H2O
Cl- + H3O+
H2O + H2O
OH- + H3O+
Balance de masa:
CHCl = [Cl-]
Balance de cargas:
[H3O+] = [Cl-] + [OH-]
[H3O+] = 1.00 x 10-3 M
Verificación de desprecio:
[OH ]
Kw
1.00 1011 M
[ H 3O ]
pH = - log [H3O+] = 3.00
< < 10% de [Cl-] : 1.00x10-4 M
2
ÁCIDOS MONOPRÓTICOS
ÁCIDO DÉBIL
HA + H2O
A- + H3O+
H2O +H2O
OH- + H3O+
[ A ] [ H 3O ]
Ka
[ HA]
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]
a- Sin desprecios:
Ca Ka
[ H 3O ] Ka
[ H 3O ] [ A ]
[ HA]
Ka
[ A ]
[H3O+] = [A-] + [OH-] =
Ca Ka
Kw
[ H 3O ] Ka [ H 3O ]
Expresión cúbica:
[H3O+]3 + [H3O+]2 x Ka - [H3O+] x (Ca x Ka + Kw) – Kw x Ka = 0
3
b- Despreciando el aporte de H3O+ del agua en el balance de cargas:
Balancede masa:
Ca = [A-] + [HA]
Balance de cargas:
[H3O+] = [A-] + [OH-]
[ A ]
Ka Ca
[ H 3O ]
[ H 3O ] Ka
Expresión cuadrática:
[H3O+]2 + ([H3O+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0
[ H 3O ]
Ka Ka 2 4 Ka Ca
2
c- Despreciando la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa:
Ca = [A-] + [HA]
Balance de cargas:
[H3O+] = [A-] + [OH-]
[H3O+] = [A-] + [OH-] =
Ca KaKw
[ H 3O ] [ H 3O ]
[ H 3O ] (Ca Ka) Kw
4
d- Despreciando el aporte de H3O+ del agua en el balance
de cargas y la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa:
Ca = [A-] + [HA]
Balance de cargas:
[H3O+] = [A-] + [OH-]
[ A ]
Ca Ka
[ H 3O ]
[ H 3O ]
[ H 3O ] Ca Ka
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCO2H 0.0100 M
Ka : 1.8 x 10-4
HCO2H +H2O
HCO2- + H3O+
[ HCO2 ] [ H 3O ]
Ka
1.8 104
[ HCO2 H ]
H2O + H2O
OH- + H3O+
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]
Balance de masa:
Ca = [HCO2-] + [HCO2H]
Balance de cargas:
[H3O+] = [HCO2-] + [OH-]
5
Balance de masa:
Ca = [HCO2-] + [HCO2H]
Balance de cargas:
[H3O+] = [HCO2-] + [OH-]
Expresión cuadrática:
[H3O+]2 + ([H3O+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0
Ka Ka 2 4 Ka Ca
1.25 103 M
2
pH = 2.90
[ H 3O ]
Verificación de desprecio:
[OH ]
Kw
8.00 1012 M << 10% de [HCO2 -]: 1.25x10-4 M
[ H 3O ]
[HCO2-] = 1.25 x 10-3 M
[HCO2H] = 8.75 x 10-3 M
[HCO2-] = 1.25 x 10-3 M
>
10% de [HCO2H] = 8.75 x 10-4 M
No se debe despreciar la fracción disociada frente a la
fracción no disociada en el balance de masa para este nivel
de concentración analítica deHCO2H.
6
Grado de disociación (1)
[ A ]
Ka
1
Ca
[ H 3O ] Ka
Grado de formación (0)
0
[ H 3O ]
[ HA]
Ca
[ H 3O ] Ka
Grado de disociación (1) y de formación (0) del
ácido fórmico en función de pH
pH = pKa
0 = 1 = 0.5
7
BASES MONOFUNCIONALES
BASE FUERTE
OH- + Na+
OH- + H3O+
NaOH
H2O + H2O
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]
Balance de masa:
CNaOH = [Na+]...
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