fisicoquimica

1.- Definiciones de ácidos y bases.
2.- La autoionización del agua. Escala de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
4.- Hidrólisis.
5.- Disoluciones amortiguadoras.
6.- Indicadores.
7.- Valoraciones ácido-base.

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl → H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH→ Na+ (aq) + OH- (aq)Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (Ej: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general

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)
ácido

base

ácido

base

Transferencia
protónicaPar ácido-base conjugado
Ventajas

* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, Ej. NH3
Sustancia anfótera

NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)

(puede actuar como
ácido o como base)

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H

H+ +

:N

H
H

+

H
H

N

H
H

Ácido: Especieque puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones

El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
F

H
N:

H

+

B

H

F
F

base

ácido

F

H
H

N
H

B

F
F

Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH- (aq)
Iónhidronio o protón (H3O+ o H+)
El ión H+ siempre se encuentra hidratado en
soluciones acuosas.

Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14

H+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq)

Para el tratamiento cualitativo es indistinto utilizar
cualquiera de las especies.
- Esto se debe a que el H2O siempre está en exceso
- Se utilizaran indistintamente H+ o H3O+
- Utilizar H+ en generalsimplifica las ecuaciones
usadas

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH

Potencial de

+:
H

pH

•  El pH es el logaritmo negativo de la concentración
molar del ión H+.
–  El “p (valor)” se puede aplicar a distintas magnitudes

•  Escala de pH:

Considerando agua pura:

DISOLUCIÓN
ÁCIDA

DISOLUCIÓN
NEUTRADISOLUCIÓN
BÁSICA

[H3O+] > [OH-]
pH < 7

[H3O+] = [OH-]
pH = 7

[H3O+] < [OH-]
pH > 7

ácida

7

básica

pH

Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)

[H3O+][A-]
Ka =
[HA]
Constante de acidez
(de disociación, deionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (Ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka → ∞)

Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l) ↔

BH+

(aq) +

OH-

[BH+][OH-]
Kb =
[B]

(aq)

Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (Ej. NaOH, KOH,...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb → ∞)
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
HA + H2O
Ka =

A- + H3O+

A - + H 2O

[H3O+][A-]

Kb =

[HA]

Kw = Ka Kb

HA + OH[HA][OH-]
[A-]

Comportamiento ácido–base de las sales

Neutras
Ácidas
Básicas

¿Cómo determinarlo de forma cualitativa?
1. 
2. 
3. 
4. 

Disociar la sal ensus iones
Identificar su procedencia
Determinar cuáles se pueden hidrolizar
Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis

[Ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza

NaCl (s)

H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza

Disolución neutra

[Ej.: NH4Cl]

NH4Cl (s)

H2O

Procede de un ácido fuerte (HCl)....