Equilibrio Qu Mico II Acido Base 2015 Te Rico Claudia
Páginas: 8 (1940 palabras)
Publicado: 4 de junio de 2015
EQUILIBRIO QUÍMICO II: Equilibrio
ácido-base y pH
(Equilibrio de disociación o ionización en disoluciones
acuosas diluidas: Ka, Kb y pH)
ÁCIDOS Y BASES SEGÚN DIFERENTES TEORÍAS
Arrhenius
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, produce H+
HCl
H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, produce OHNaOH
Na+ (ac) + OH- (ac)
Brønsted-Lowry
Esta teoría nos permitirá abordary comprender Equilibrio ácido.base
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)
Ácido 1
Base 2
H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
Ácido 2
Base 1
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Ventajas
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) +OH- (aq)
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.
Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.
base
ácido
ácido
conjugado
base
conjugada
Pares ácido base conjugados
El comportamiento ácido base dependerá también de los comp. químicos
que reaccionan, ej de prácticos: NaHCO 3 enneutralizac y HI + H 2SO 4
Lewis
Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un
par de electrones
Una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par
de electrones
••
••
H+ + OH••
ácido
base
+
••
H
H+
N H
H
ácido
••
H O H
••
base
H
+
H N H
H
Propiedades ácido-base del agua: Comportamiento anfótero
demostrado por estudios de conductividad
OH-
H2O + H2O
ácido
base
+
baseconj.
H3O+
ácido conj.
Es lo que se conoce como Autoionización del agua
H
O
H
+ H
O
H
[H
O
H
]
H
+
+ H
O
-
RECORDAMOS QUE: los compuestos solubles en agua
ELECTROLITOS
Conducen la electricidad
Ionizan (se disocian y por
lo tanto en disolución se
encuentran iones)
Electrolitos fuertes
ionizan totalmente y la
Disoluc. tiene alta [iones]
NO ELECTROLITOS
No conducen la electricidad(no ionizan y por lo tanto en
disolución se encuentran
moléculas)
Electrolitos débiles
Ionizan parcialmente y la disoluc. tiene baja
[iones] y también [compues. sin ionizar]
Ácidos fuertes: perclórico, clórico, yodhídrico,
bromhídrico, clorhídrico, sulfúrico y nítrico
Base fuertes (solubles!!!): del grupo IA (hidróxido
de Li, Na, K, Rb y Cs) y IIA (hidróxido de Ca, Sr y Ba)
Sales (la mayoría soniónicas
ácidos y bases débiles
Ácido fuerte
Ácido débil
El equilibrio de la autoionización del agua se plantea como
equilibrio de disociación donde Rvo es agua y Prod. son los iones):
Kcagua = Kw = El producto iónico del agua
H2O (l)
H+
(ac) +
OH- (ac)
[H+][OH-]
Kc =
[H2O]
(un
[H2O] = cte 55 M
a 25 ºC
Liquido puro!!!!
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] = [1 x 10-7] [1 x 10–7]
La constante delproducto ionico del agua (Kw) es el producto
de la [M] de los iones H+ y OH- a una temperatura en
particular.
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
Una de las relaciones más
importantes!!!!!
Así, para disoluciones diluidas permite conocer de modo simple
la [ ] de OH - o H3O+ y por lo tanto la acidez o alcalinidad de la
disolución (las disoluciones pueden serde electrolitos débiles o fuertes!!!!!!)
Así, cuando:
La solución es
[H+] = [OH-]; [1 x 10–7] = [1 x 10–7]
neutra
[H+] > [OH-]; [1 x 10–7] > [1 x 10–7]
ácida
[H+] < [OH-]; [1 x 10–7] < [1 x 10 – 7]
básica
Por ser estas magnitudes de [M] (oxidrilos e hidrogeniones) tan
pequeñas es posible expresar la acidez o alcalinidad de las
disoluciones mediante el logaritmo negativo en base 10propuesto por Sorensen (1909) como una medida de la
acidez
pH = - log [H+]
pH
[H+]
[OH-]
Agua pura: [H3O+] = [OH−] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
[OH−] = 10-7 ⇒ pOH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
DISOLUCIÓN
NEUTRA
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
1
ácida
7
básica
14
pH
Las escalas de pH y pOH son inversas
1
[OH-] > [H3O+]
pOH < 7
básica
7
ácida...
ácido-base y pH
(Equilibrio de disociación o ionización en disoluciones
acuosas diluidas: Ka, Kb y pH)
ÁCIDOS Y BASES SEGÚN DIFERENTES TEORÍAS
Arrhenius
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, produce H+
HCl
H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, produce OHNaOH
Na+ (ac) + OH- (ac)
Brønsted-Lowry
Esta teoría nos permitirá abordary comprender Equilibrio ácido.base
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)
Ácido 1
Base 2
H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
Ácido 2
Base 1
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Ventajas
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) +OH- (aq)
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
Un ácido de Brønsted es una sustancia que puede donar un protón.
Una base de Brønsted es una sustancia que puede aceptar un protón.
base
ácido
ácido
conjugado
base
conjugada
Pares ácido base conjugados
El comportamiento ácido base dependerá también de los comp. químicos
que reaccionan, ej de prácticos: NaHCO 3 enneutralizac y HI + H 2SO 4
Lewis
Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un
par de electrones
Una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par
de electrones
••
••
H+ + OH••
ácido
base
+
••
H
H+
N H
H
ácido
••
H O H
••
base
H
+
H N H
H
Propiedades ácido-base del agua: Comportamiento anfótero
demostrado por estudios de conductividad
OH-
H2O + H2O
ácido
base
+
baseconj.
H3O+
ácido conj.
Es lo que se conoce como Autoionización del agua
H
O
H
+ H
O
H
[H
O
H
]
H
+
+ H
O
-
RECORDAMOS QUE: los compuestos solubles en agua
ELECTROLITOS
Conducen la electricidad
Ionizan (se disocian y por
lo tanto en disolución se
encuentran iones)
Electrolitos fuertes
ionizan totalmente y la
Disoluc. tiene alta [iones]
NO ELECTROLITOS
No conducen la electricidad(no ionizan y por lo tanto en
disolución se encuentran
moléculas)
Electrolitos débiles
Ionizan parcialmente y la disoluc. tiene baja
[iones] y también [compues. sin ionizar]
Ácidos fuertes: perclórico, clórico, yodhídrico,
bromhídrico, clorhídrico, sulfúrico y nítrico
Base fuertes (solubles!!!): del grupo IA (hidróxido
de Li, Na, K, Rb y Cs) y IIA (hidróxido de Ca, Sr y Ba)
Sales (la mayoría soniónicas
ácidos y bases débiles
Ácido fuerte
Ácido débil
El equilibrio de la autoionización del agua se plantea como
equilibrio de disociación donde Rvo es agua y Prod. son los iones):
Kcagua = Kw = El producto iónico del agua
H2O (l)
H+
(ac) +
OH- (ac)
[H+][OH-]
Kc =
[H2O]
(un
[H2O] = cte 55 M
a 25 ºC
Liquido puro!!!!
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] = [1 x 10-7] [1 x 10–7]
La constante delproducto ionico del agua (Kw) es el producto
de la [M] de los iones H+ y OH- a una temperatura en
particular.
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
Una de las relaciones más
importantes!!!!!
Así, para disoluciones diluidas permite conocer de modo simple
la [ ] de OH - o H3O+ y por lo tanto la acidez o alcalinidad de la
disolución (las disoluciones pueden serde electrolitos débiles o fuertes!!!!!!)
Así, cuando:
La solución es
[H+] = [OH-]; [1 x 10–7] = [1 x 10–7]
neutra
[H+] > [OH-]; [1 x 10–7] > [1 x 10–7]
ácida
[H+] < [OH-]; [1 x 10–7] < [1 x 10 – 7]
básica
Por ser estas magnitudes de [M] (oxidrilos e hidrogeniones) tan
pequeñas es posible expresar la acidez o alcalinidad de las
disoluciones mediante el logaritmo negativo en base 10propuesto por Sorensen (1909) como una medida de la
acidez
pH = - log [H+]
pH
[H+]
[OH-]
Agua pura: [H3O+] = [OH−] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
[OH−] = 10-7 ⇒ pOH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
DISOLUCIÓN
NEUTRA
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
1
ácida
7
básica
14
pH
Las escalas de pH y pOH son inversas
1
[OH-] > [H3O+]
pOH < 7
básica
7
ácida...
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