16 equilibrio Ácido-base
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Cap 16 del BrownTRANSCRIPT
16 Equilibrio ácido-base
Definición de Arrhenius
• Los ácidos al disolverse en agua aumentan [H+] (también conocido como [H3O+])
• Las bases al disolverse en agua aumentan [OH-]
H+
OH-
Brønsted y Lowry propusieron definiciones de ácidos y bases en términos de su capacidad para transferir protones:• Un ácido es una sustancia (molécula o ion) que dona un
protón a otra sustancia.• Una base es una sustancia que acepta un protón.Algunas sustancias actúan como ácido en una reacción y como base en otra, por lo que se conocen como anfóteras.• Una sustancia anfótera actúa como base cuando se
combina con alguna sustancia más ácida y como ácido si lo hace con alguna sustancia más básica que ella.
16.2 Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
• Un ácido y una base como HX y X-, que solo difieren en la presencia o ausencia de un protón, se conocen como par conjugado ácido-base.
• Todo ácido tiene una base conjugada, la cual se forma eliminando un protón del ácido.
• Toda base está asociada con un ácido conjugado, el cual se forma agregando un protón a la base.
16.2 Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
16.2 Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
FIGURA 16.3 Fuerzas relativas de algunos pares conjugados ácido-base. Los dos miembros de cada par se presentan en posiciones opuestas una de otra en las dos columnas.
• El agua puede actuar, ya sea como un ácido o una base de Brønsted-Lowry.
• En presencia de un ácido, actúa como un receptor de protones; en presencia de una base, actúa como donador.
• Una molécula de agua puede donar un protón a otra molécula de agua.
• A este proceso se le conoce como autoionización del agua.
16.3 La autoionización del agua
16.3 La autoionización del agua
FIGURA 16.4 Concentraciones relativas de H y OH en soluciones acuosas a 25 °C.
16.4 La escala de pH
pH de sustancias comunes
16.4 La escala de pH
Hay dos formas de medir el pH
• Los ácidos y las bases fuertes son electrolitos fuertes que existen en disolución acuosa completamente como iones.
• Los siete ácidos fuertes más comunes incluyen seis ácidos monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO3 HClO3 y HClO4) y un ácido diprótico (H2SO4).
• Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos iónicos de los metales alcalinos, como NaOH, KOH, y los metales alcalinotérreos más pesados, como Sr(OH)2.
16.5 Ácidos y bases fuertes
Disociación completa
Disociación parcial
FIGURA 16.9 Especies
presentes en una disolución de un
ácido fuerte y un ácido débil.
16.6 Ácidos débiles
La mayoría de las sustancias ácidas son ácidos débiles y, por lo tanto, solo se ionizan parcialmente en disoluciones acuosas.
16.6 Ácidos débiles
• La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua: cuanto más grande es el valor de Ka, más fuerte es el ácido.
• Otra medida de la fuerza de un ácido es el porcentaje de ionización, el cual se define como
16.6 Ácidos débiles
16.6 Ácidos débiles
FIGURA 16.10 Velocidades de la misma reacción cuando se realiza con un ácido débil y con un ácido fuerte. Las burbujas de gas son H2, que se producen junto con los cationes metálicos, cuando un metal se oxida por un ácido (sección 4.4).
16.6 Ácidos débiles
FIGURA 16.11 Efecto de la concentración sobre el porcentaje
de ionización en una disolución de ácido
acético.
Conforme aumenta la concentración de un ácido débil, aumenta la concentración de equilibrio de H(ac).
Sin embargo, el porcentaje de ionización disminuye conforme aumenta la concentración.
FIGURA 16.12 Estructura de un ácido poliprótico, el ácido cítrico.
Muchos ácidos tienen más de un átomo de H ionizable. Estos ácidos se conocen como ácidos polipróticos.
16.6 Ácidos débiles
16.6 Ácidos débiles
En los ácidos polipróticos la Ka1 tiene el mayor valor
FIGURA 16.13 Estructuras de amoniaco y dos aminas simples.
Las bases débiles reaccionan con agua, extrayendo protones del H2O y, por consiguiente, formando el ácido conjugado de la base y los iones OH-.
16.7 Bases débiles
Las bases débiles reaccionan con agua, extrayendo protones del H2O y formando el ácido conjugado de la base y los iones OH-.
16.7 Bases débiles
16.7 Bases débiles
Las bases débiles se agrupan en dos categorías generales:
1. Sustancias neutras que tienen un átomo con un par solitario o libre de electrones. Incluyen al amoniaco y una clase de compuestos relacionados conocidos como aminas.
2. Los aniones de ácidos débiles.
Muchos fármacos, incluyendo la quinina, codeína, cafeína y anfetamina, son aminas. Al igual que otras aminas, estas sustancias son bases débiles.
FIGURA 16.14 Algunos medicamentos que se venden sin receta médica, en los que un clorhidrato de amina es el componente activo principal.
16.8 Relación entre Ka y KbEl producto de la constante de disociación ácida de un ácido
por la constante de disociación básica de su base conjugada es igual a la constante del producto iónico del agua.
Kw = Ka x Kb
pKw = pKa + pKb
• Un ácido de Lewis es un receptor de pares de electrones.• Una base de Lewis es un donador de pares de electrones.
16.11 Ácidos y bases de Lewis
16.11 Ácidos y bases de Lewis
FIGURA 16.19 La acidez de un catión hidratado depende de la carga del catión.