capitulo 16 equilibrio acido base

CAPÍTULO 16: EQUILIBRIOS
ÁCIDO-BASE

Ácidos y bases: un breve repaso
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Ácido de Arrhenius: Sustancia que cuando se disuelve en
agua aumenta la concentración de iones H+.

HCl(g) + H2O(l) → H+(ac) + Cl-(ac)


Base de Arrhenius: Sustancia que cuando se disuelve en
agua aumenta la concentración de iones OH-.

NaOH(s) + H2O(l) → Na+(ac) + OH-(ac)

Ácidos y bases de Bronsted-Lowry




Un ácidoes una sustancia que dona un ión H+ o protón a
otra sustancia.
Una base es una sustancia que acepta un ión H+ o un
protón (por la presencia de pares de e- libres para
enlazarlo).

Un ión H+ es un átomo de H sin electrón de valencia a su
alrededor. También se llama protón. La forma adecuada de
representarlo en agua es como el ión hidronio H3O+.



Ejemplos:
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac)+ Cl-(ac)ÁCIDO BASE

NH3(ac) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac)
BASE
ÁCIDO

NH3(ac) + HCl(g) → NH4+(ac) + Cl-(ac)
BASE
ÁCIDO

Sustancias anfóteras
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

Sustancia que es capaz de actuar como un ácido o como
una base, dependiendo de la sustancia que la acompañe.
La sustancia anfótera más común es el agua.
Si la sustancia es más básica, actúa como el ácido.
NH3(ac) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac)
BASE
ÁCIDO



Sila sustancia es más ácida, actúa como la base.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac)+ Cl-(ac)
ÁCIDO BASE

Pares conjugados ácido-base


En una reacción ácido-base que involucra la transferencia
de iones H+, tanto la reacción directa como inversa
involucran esta transferencia y por tanto se forman pares
conjugados ácido-base.
Adicionar H+

HA
+
Ácido

Base
B

Ácido conjugado
→
A+
HB
Base conjugada

EliminarH+



Ejemplos:

Fuerzas relativas de ácidos y bases
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Entre más fuerte es un ácido, más débil es su base
conjugada; entre más fuerte es una base, más débil
es su ácido conjugado.
Existen 3 categorías para clasificar los ácidos y
bases:
 Ácido fuerte-base conjugada insignificante.
 Ácido débil-base conjugada débil.
 Ácido insignificante-base conjugada fuerte.

Ácido fuerte - baseconjugada
insignificante: el ácido transfiere
por completo los H+, se ioniza
por completo en agua. La base
conjugada tiene una tendencia
insignificante a protonarse.

Ácido débil - base conjugada
débil: el ácido se ioniza
parcialmente, la base conjugada
tiene una ligera capacidad a
protonarse.
Ácido insignificante - base
conjugada fuerte: la sustancia
ácida no logra ionizarse en
agua, la base conjugadase
protona por completo.





En toda reacción ácido-base la posición del equilibrio
favorece la transferencia del protón desde el ácido más
fuerte hasta la base más fuerte, para formar el ácido más
débil y la base más débil.
Reacción de un ácido fuerte

HCl(ac) + H2O(l) ⇌ H3O+(ac) + Cl-(ac)
Equilibrio desplazado hacia la derecha


Reacción de un ácido débil

CH3COOH(ac) + H2O(l) ⇌ H3O+(ac) +CH3COO-(ac)
Equilibrio desplazado hacia la izquierda

La autoionización del agua
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Reacción entre moléculas de agua donde una actúa
como el ácido y el otro como la base, donándole un
protón del ácido a la base.

El producto iónico del agua
2H2O(l) ⇌ H3O+(ac) + OH-(ac)
H2O(l) ⇌ H+(ac) + OH-(ac)
𝐾𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 𝐻+ 𝑂𝐻− = 1,0 × 10−14 𝑎 25°𝐶
𝐾𝑤 = (1,0 × 10






−7

𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙
−7
−14
) × (1,0 ×10
) = 1,0 × 10
𝐿
𝐿
𝐿

Si la [H+] = [OH-], la disolución acuosa es neutra.
Si la [H+] > [OH-], la disolución acuosa es ácida.
Si la [H+] < [OH-], la disolución acuosa es básica.

La escala de pH
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Medida de la acidez o basicidad de una disolución
acuosa.
Mide el contenido de [H+] en términos de un
antilogaritmo.

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻 +
1,0 × 10−𝑝𝐻 = 𝐻 +
El pH disminuye conforme la [H+] aumentaRelaciones entre H+, OH- y pH a 25 °C
[H+] (mol/L)
[OH-] (mol/L)
pH
> 1,0x10-7

< 1,0x10-7

< 7,00

Tipo de
disolución
Ácida

= 1,0x10-7
< 1,0x10-7

= 1,0x10-7
> 1,0x10-7

= 7,00
> 7,00

Neutra
Básica

Otras ecuaciones relacionadas con el pH
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
Sí se toma la ecuación del producto iónico del agua y se le
aplica logaritmos:
−𝑙𝑜𝑔 𝐻+ + −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻− = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑤
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑤
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14,00 a...