Equilibrio Ionico

Equilibrio Ácido-Base

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, dona H+
HCl  H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa,dona OHNaOH Na+ (aq) + OH- (aq)
Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere unaperspectiva más general

Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácidobase ácido base Transferencia protónica

Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
(puede actuar como ácido o como base)

Ventajas

* Ya no se limitaa disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Cuanto más fuerte sea un ácido, más débil es su base conjugada.
Cuanto más fuertesea una base, más débil es su ácido conjugado.

EQUILIBRIO DE AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)

El ecuación representa la autoionización del agua. Kw es el producto deionización del agua a 25°C.

[H  ][OH - ] K eq  [ H 2O] K w  [H  ][OH - ]  1.0 10-14

[H+] = [OH-] [H+] > [OH-]

Solución es neutra
ácida

[H+] < [OH-]

básica

Agua pura: [H+] = [OH-]; [H+] = 1x10-7  pH = 7 [OH-] = 1x10-7  pOH = 7

p = -log
DISOLUCIÓN ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 ácida DISOLUCIÓN NEUTRA DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 básica

[H3O+] = [OH-] pH = 77

pH

El pH de agua de lluvia colectada en la estación metereológica de Quinta Normal en un día de invierno fue 4,82. ¿Cuál es la concentración de H+ en el agua de lluvia? pH = -log [H+]
[H+]= 10-pH = 10-4.82 = 1,5 x 10-5 M La concentración de OH- en una muestra de sangre es 2,5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?

pH + pOH = 14,00
pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6,60 pH =...