Unidad 3. Ácidos y Bases. Universidad de Concepciónabuljan/531108/Unidad-3-completa.pdf · Unidad...

Dr. Antonio Buljan Unidad 3 531.108

1

Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas

Química General IIBioquímica

Unidad III

ACIDOS Y BASES


2

3.1 Ácidos y bases. 3.2. Propiedades ácido-base del agua.3.3. Definición de pH y pOH.3.4. Fuerzas de los ácidos y bases.3.5. Ácidos débiles y su constante de disociación.3.6. Bases débiles y su constante de disociación.3.7. Relación entre la constante de acidez de los

ácidos y sus bases conjugadas.3.8. Ácidos dipróticos y polipróticos.3.9. Estructura molecular y fuerza de los ácidos.3.10. Propiedades ácido-base de las sales.3.11. Ácidos y bases de Lewis.

Unidad 3. Ácidos y Bases.


3

3.1. Definición deBrønsted y Lowry (1923).

Thomas M. Lowry

Johannes N.Brønsted

Ácido: sustancia que puede donarun protón (H+)

Base: sustancia que puede aceptarun protón (H+)

� Par ácido-base conjugado: En una reacc. qca. ácido-basetodo ácido tiene una base conjugada y toda base tiene unácido conjugado.


4

Ej.:CH3COOH(ac) + NH3(ac) CH3COO–(ac) + NH4

+(ac)ácido 1

ácido 2

base 1

base 2

Par 1: CH3COOH / CH3COO– (ácido / base conjugada)

Par 2: NH3 / NH4+ (base / ácido conjugado)

1.- Identifique los pares ácido-base conjugados en lassiguientes reacciones:(a) NH3(ac) + H2O(l) � NH4

+(ac) + OH–(ac)(b) HCOOHac) + H2O(l) � HCOO–(ac) + H3O+(ac)


5

3.2. Propiedades ácido-base del agua.

� Agua: sustancia anfiprótica, puede actuar como ácido o base, depende con quien interacciona.

Ej.: HCl(ac) + H2O(l) Cl–(ac) + H3O+(ac)Ác. 2Base 2

Ác. 1 Base 1

+

Reacción del agua con un ácido:


6

NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH–(ac)

Base 2Ácido 2

Base 1 Ácido 1

��

Reacción del agua con una base:


7

� H2O(l): electrolito extremadamente débil.Sufre “auto-disociación”:

H2O(l) H+(ac) + OH–(ac) (Arrhenius)

Enfoque de B-L:

H O

H

••

•• H O

H

••

••+ H O

H

••H

+H O

••

••

••

–+

base 1 ácido 1

ácido 2 base 2


8

El producto iónico del agua.� El agua sufre autoionización

H2O(l) H+(ac) + OH–(ac)

Donde,O][H

]][OH[HK

2c

−+

=

Pero, la [H2O] = cte.,

Kc⋅[H2O] = Kw = [H+][OH–]

� Kw : producto iónico del agua

� Para agua pura a 25ºC,

Kw = [H+][OH–] = 1.0 ×××× 10–14

� El valor de Kw es independiente de si el agua está pura o no.


9

� En agua pura: [H+] = [OH–] = 1.0 ×××× 10–7 molL–1.

� En disols. ac. ácidas: [H+] > [OH–]

� En disols. ac. básicas: [H+] < [OH–]

� Sin embargo, Kw = [H+][OH–] = 1.0 ×××× 10–14, en todos los casos.

2.- Se tiene una disolución a 25ºC con una [OH–] = 5.0 ×××× 10–5 molL–1. ¿Cuál será la [H+]?

3.- Calcule la [OH–] en una disolución de HCl 1.10 molL–1.


10

3.3. Definición de pH y pOH.

� [H+] y [OH–]: son números muy pequeños,difíciles de manipular.

� Peter Sørensen (1909), bioquímico danéspropuso una escala más práctica para la [H+],la escala de pH.

Peter SørensenpH = - log [H+]

� Objetivo de la escala de pH: Obtener números fáciles demanejar.

� El pH es adimensional.


11

� Valores que puede tener el pH:

• Disol. ácida: [H+] > 1.0 ×××× 10–7 molL–1 ⇒ pH < 7.0

• Disol. básica: [H+] < 1.0 ×××× 10–7 molL–1 ⇒ pH > 7.0

• Disol. neutra: [H+] = 1.0 ×××× 10–7 molL–1 ⇒ pH = 7.0

� Si la [H+] aumenta ⇒ el pH disminuye.

� También se define el pOH:

pOH = - log [OH–]


12

Kw = [H+][OH–] = 1.0 ×××× 10–14 /-log

–log Kw = –log [H+] – log [OH–] = – log(1.0 ×××× 10–14)

pH + pOH = 14

� En resumen: en una disol. a medida que disminuye el carácter ácido va aumentando el pH y disminuyendo el pOH.

Muy ácido Neutro Muy básico.

pH = 1pOH = 13

pH = 7pOH = 7

pH = 13pOH = 1

pH + pOH = 14


13

Notar que el pHpuede tener valoresnegativossuperiores a 14.


14

4.- La [H+] de una disolución es de 0.015 molL–1, ¿Cuál es el pH de la disolución?

5.- ¿Cuál es la [H+] de una disolución que tiene un pOH = 3.9?

� Notar que pueden existir disoluciones con valores depH < 0 o pH > 14. Lo importante es que la relación pH + pOH = 14 siempre se cumple.


15

3.4. Fuerza de los ácidos y bases.

� Ácidos fuertes: en disol. acuosa disocian completamente.La mayoría son ácidos inorgánicos.

Ej.: HCl(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl–(ac)

HNO3(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + NO3–(ac)

HClO4(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + ClO4–(ac)

H2SO4(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + HSO4–(ac)


Inicial: c 0.0 0.0

Reacc.: -c +c +c

Final: 0 c c

Obs: Eq. qco. completa% desplazado hacia productos.Dr. Antonio Buljan Unidad 3 531.108

16

� Ácidos débiles (son la mayoría).Disocian parcialmente en disol. ac. ⇒ electrolitos débiles.

Ej.: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Inicial: c 0.0 0.0

Reacc.: -x +x +x

Final: c - x x x

� Disol. ac. de un ácido débil: mezcla de HA, iones H3O+ y A–

� Ej. ác. débiles: HF, CH3COOH, HCOOH, HNO2,C6H5COOH, etc.

Donde c >> x


17

� Bases fuertes: electrolitos fuertes en disol. ac.

Ej.: MOH, M = Li, Na, K, etc.M(OH)2, M = Ca, Sr, Ba

� MOH y M(OH)2 no son bases de B-L. No aceptan H+ en elproceso de disociación.

� Pero el OH– si es una base de B-L. Acepta un H+ del H3O+

que hay en el agua:

OH–(ac) + H3O+(ac) → 2H2O(l)

Ej.: NaOH(s) Na+(ac) + OH–(ac)→ OH2

Ba(OH)2(s) Ba2+(ac) + 2OH–(ac)→ OH2


18

� Bases débiles: reaccionan parcialmente con el aguaen disol. ac. ⇒ electrolitos débiles.

Inicial: c 0.0 0.0

Reacc.: -x +x +x

Final: c - x x x

Ej.: NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH–(ac)

Donde c >> x


19

Algunas propiedades de los pares ácido-base conjugados

• Ácidos fuertes ⇒ bases conjugadas muy débiles(no se puede medir su fuerza).

Ej.: HCl , ácido fuerteClO4

– , base muy débil

•H3O+ : Ácido más fuerte que puede existir en disol. ac.Ácidos más fuertes que el H3O+ (ej.: HCl), reaccionan con elH2O para dar H3O+ y Cl–.



20

• Ácidos más débiles que el H3O+ reaccionan con el H2O en menor proporción y producen H3O+ y la base conjugada.

Ej.: HF(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + F–(ac)

• El OH– es la base más fuerte que puede existir en disol. ac.Las bases más fuertes que el OH– reaccionan con elH2O para producir OH–

Ej.: O2–(ac) + H2O(l) → 2OH–(ac)


21

Débil

Muy débil

Despreciable Fuerte

Débil

Mediana

HCl H+ Cl-+H2SO4 H+ HSO4

-+HNO3 H+ NO3

-+H3O

+ H+ H2O+

H2SO3 H+ HSO3-+

HSO4- H+ SO4

2-+

H3PO4 H+ H2PO4-+

HF H+ F-+

CH3COOH H+ CH3COO-+H2CO3 H+ HCO3

-+H2S H+ HS-+HSO3

- H+ SO32-+

H2PO4- H+ HPO4

2-+NH4

+ H+ NH3+

H2O H+ OH-+

HCO3- H+ CO3

2-+HPO4

2- H+ PO43-+

HS- H+ S2-+OH- H+ O2-+

Ácido Base

Fuerte Despreciable

Mediana Muy débil

Aum

enta

fuer

za d

el á

cido

Aum

enta

fuer

za d

e la

bas

e

Fuerza Relativa de pares conjugados ácido-base


22

6.- Si una solución de KOH tiene una concentración de[OH–] = 1.9 × 10–4 molL–1 ¿Cuál sera el pH de la solución?

7.- Calcule el pH de las siguientes soluciones:(a) HClO4(ac) 3.7 × 10–3 molL–1

(b) Ba(OH)2(ac) 4.5 × 10–4 molL–1


23

3.5. Ácidos débiles y su constante de disociación.

� La mayoría de los ácidos son débiles.

� Formas de plantear la disoc.:

B-L: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Arrhenius: HA(ac) H+(ac) + A–(ac)

� Enfoque de Arrhenius es más sencillo:

[HA]]][A[H

Kc

−+

= = Ka

Ka: cte. de disociación ácida.


24

• Ka grande ⇒ equilibrio desplazado a productos⇒ ácido fuerte.

• Ka pequeña ⇒ equilibrio desplazado a reactantes⇒ ácido débil.

� Cálculo del pH del HNO2(ac) 0.60 molL–1 a 25ºC. (Ka = 4.5 ×××× 10–4)

Inicial: 0.60 0.0 0.0

Reacc.: -x +x +x

equilibrio: 0.60 - x x x

HNO2(ac) NO2–(ac) + H+(ac)


25

][HNO]][NO[H

K2

2a

−+

=4

2

104.5x0.60

x −×=−

=

x2 + 4.5 × 10–4⋅x -2.7 x 10–4 = 0

x1 = 0.016x2 = -0.017

← sol. con sentido físico

ec. de 2do grado:

2a4acbb

x2 −±−

=

Dos soluciones:


26

Camino alternativo: suponer que x << 0.60,

42

104.5x0.60

x −×=−

42

104.50.60x −×=

0.016104.5 0.60x 4 =×⋅= −

Luego, [H+] = 0.016 molL–1

[NO2–] = 0.016 molL–1

[HNO2] = 0.60 - 0.016 = 0.58 molL–1

Luego, pH = -log[H+] = -log (0.016)

pH = 1.8


27

Para verificar validez de la aprox.:

(5%) 0.05[HA]

][H

0

≤+

Luego,

0.0270.600.016

= ∴ es aceptable.

Pero si [HNO2] = 0.02 molL–1 y usamos la aprox. ⇒x = 3.0 ×××× 10–3,

(15%) 0.150.02

10 3.0 3

=× −

Aprox. no válida ⇒ resolver la ec. de 2do grado.


28

8.- El pH de una disolución 0.10 molL–1 de un ácido débilmonoprótico es 5.15. Determine la Ka de este ácido.

Porcentaje de disociación.

� Fuerza de un ácido: se estima por la magnitud de la Ka.

� Otra forma: calcular el porcentaje de disociación.

100ácido. del inicial conc.

equilibrio el en disoc. ácido del conc.ndisociació de % ×=

100 [HA]

][Hndisociació de %

0

×=+


29

� Ácidos débiles: % de disociación aumenta amedida que disminuye laconcentración del ácido.

9.- Calcule el porcentaje de disociación del ácido monopróticodescrito en el problema 8 y haga una interpretación física de su resultado.


30

3.6. Bases débiles y su constante de disociación.

� Tratamiento matemático, similar a los ácidos débiles.

NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH–(ac) (B-L)Ej.:

5

3

4b 101.8

][NH]][OH[NH

K −−+

×==

Luego, si consideramos que [H2O] = cte.

Kb : cte. de basicidad.

10.- ¿Cuál es el pH de una disolución 0.38 molL–1 de piridina?Kb = 1.7 × 10–9


31

3.7 Relación entre la constante de acidez de los ácidos y sus bases conjugadas.

CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO–(ac)

COOH][CH]COO][CH[H

K3

3a

−+

=

� Si se disuelve NaCH3COO(s) en agua, el CH3COO(ac)puede reacc. con H2O:

CH3COO–(ac) + H2O(l) CH3COOH(ac) + OH–(ac)

]COO[CHCOOH]][CH[OH

K3

3b −

−

=


32

]COO[CHCOOH]][CH[OH

COOH][CH]COO][CH[H

KK3

3

3

3ba −

−−+

⋅=⋅

� Si multiplicamos Ka ⋅ Kb :

]][OH[H −+= =Kw

wba K]][OH[HKK ==⋅ −+

11.- El ácido benzóico (C6H5COOH) tiene una Ka = 6.5 × 10–5. Determine la Kb del ion benzoato (C6H5COO–).

12.- Calcule la constante de equilibrio de estas reacciones yprediga en que sentido estará desplazado el equilibrio.(a) F–(ac) + H2O(l) � HF(ac) + OH– (ac)(b) HSO4

–(ac) + CH3COO–(ac) � CH3COOH(ac) + SO42–(ac)

(c) CH3COOH(ac) + NO2–(ac) � CH3COO–(ac) + HNO2(ac)


33

3.8. Ácidos dipróticos y polipróticos.

� Ácido diprótico: tiene 2 hidrógenos disociables en su estructura molecular.

� Caso de estudio: ác. oxálico.

Ej.: = C2O4H2= (COOH)2

C2O4H2(ac) H+(ac) + C2O4H–(ac)

C2O4H–(ac) H+(ac) + C2O42–(ac)

]HO[C]HO][C[H

K242

42a1

−+

=

]HO[C]O][C[H

K42

422

a2 −

−+

=

CHO C

O O

OH••

••••

••

•• •• ••

••

� Ácido triprótico: tiene 3 hidrógenos disociables


34

� En general: Ka1 > Ka2 > Ka3

� Es más fácil sacar un H+ de un sistema neutro (la molécula)que un H+ de un sistema negativo (A– ó A2–).

13.- Calcule las concentraciones de H2A, HA– y A2– de unadisolución 1.0 molL–1 de un ácido H2A que tiene las siguientesconstantes de acidez: Ka1 = 1.3 × 10–2 y Ka2 = 6.3 × 10–8.

� Ka1 = 6.5 × 10–2 , Ka2 = 6.1 × 10–5


35

H3PO4(ac) H+(ac) + H2PO4–(ac) 3

43

42a1 107.1

]PO[H]PO][H[H

K −−+

×==

� Ácido triprótico más común: H3PO4.

H2PO4–(ac) H+(ac) + HPO4

2–(ac)

HPO42–(ac) H+(ac) + PO4

3–(ac)

8

42

24

a2 106.3]PO[H

]][HPO[HK −

−

−+

×==

1324

34

a3 104.2][HPO]][PO[H

K −

−

−+

×==

� Únicas especies con concentración apreciable:H3PO4, H+ y H2PO4

–.

14.- Calcule las concentraciones de todas las especiespresentes en una disolución de ácido fosfórico 0.5 mol/L.Determine el pH de la disolución. Datos: Ka1 = 7.1 × 10–3, Ka2 = 6.3 × 10–8, Ka3 = 4.2 × 10–13. Dr. Antonio Buljan

Unidad 3 531.10836

3.9. Estructura Molécular y Fuerza de los ácidos.

� Factores que afectan la fuerza de los ácidos:

• Propiedades del disolvente• Temperatura

• Estructura molecular

� La fuerza de un ácido HX se relaciona con la tendencia adisociar (heterolíticamente) en enlace de la molécula:

HX → H+ + A–

• Fuerza del enlace H–X: mientras más fuerte el enlace, menor tendencia a disociar ⇒ ácido más debil.


37

• Polarización del enlace: H Xδ+ δ–

A mayor ∆χ ⇒ mayor polarización del enlace y ∴ es más fácil romperlo ⇒ aumenta la fuerza del ácido.

Caso de Estudio: Los ácidos halogenhídricos.

HF << HCl < HBr < HI

Enlace EH-X/kJmol–1 ∆χ

H—F 568.2 1.78H—Cl 431.9 0.9 H—Br 366.1 0.7H—I 298.3 0.4 En este caso, lo que explica

la tendencia es la disminuciónen la E.E.

∆χ = |χH χX|


38

Hidruros del 2do periodo.

NH3 < H2O < HFFuerza de la acidez

� Factor que pesa: grado de polarización del enlace.

Enlace EH-X/kJmol–1 ∆χ

H—N 393 0.84H—O 460 1.24H—F 568.2 1.78

Posible generalización:Ácidos XH con X en el mismo grupo: EE (X-H)Ácidos XH con X en el mismo periodo: polarización X-H.


39

ác. fosforoso ác. fosfórico ác. sulfúrico

� Si Z es muy EN o tiene un E. Ox. Grande ⇒ enlace O—H está polarizado ⇒ fácil disociarlo heteroliticamente.

Z O Hδδδδ+δδδδ–

Z O– H+→ +

PHO

O

OH

OH

••

••

••

••

•• ••

••

••

SHO

O

OH

O•

••

•••

••

••

•• ••

••

Los oxácidos

� estructura general:

Ejemplos:

Z OH••

••

NHO O

ác. nitroso

•• •• ••

••

••

ác. nítrico

NHO O

O••••

••

••••

••

•• �

⊕

PHO

O

OH

H

••

••••

••••

••


40

� Los oxácidos se pueden dividir en dos grupos:

1) Ácidos con Z del mismo grupo e igual estado de oxidación.

BrHO

O

O

••

••

•• ••••

••

••

••

••

ClHO

O

O

••

••

••

••

••

••

••

••

••

• Z tiene E.Ox. = +5.

• Conclusión: HClO3 es más fuerte que el HBrO3.

• Pero χCl > χBr ⇒ el enlace O—H del HClO3 está más polarizado ⇒ más fácil de disociar


41

2) Ácidos con el mismo átomo central, pero diferente nº de átomos de oxígeno perífericos.

• A mayor nº de átomos de oxígeno, mayor es la C.F. sobre el Cl.

• El enlace O—H se van polarizando cada vez más ⇒ cuestamenos disociarlo.

ClHO

O

O

••

••

••

••

••

••

••

••

••

••

••O

Ej.:

ClHO

O

O

••

••

••

••

••

••

••

••

•• ClHO O

•• ••

••

••

•••

•

•• •• ClHO

••••

••

••>>>


42

Ácidos orgánicos.

� Caso de estudio: el etanol.

CH2H3C OH••

••

El enlace O—H no disocia, pero en el ác. acético si.

OH

••

••

••

••

H3C C

O

O

••

••

••

••

H3C C

O•

•

–H++

El enlace O—H disocia debido a la polarización que induceel grupo carbonilo (CO).


43

� Fórmula general de los ác. carboxílicos:

OH

••

••

••

••

R C

O

� Grupo R gobierna la fuerza del ácido.

� Ej.: ác. acético más débil que el ác. tricloroacético.

OH

••

••

••

••

H3C C

O

OH

••

••

••

••

Cl3C C

O

<

� Grupo Cl3C induce mayor polarización sobre el enlaceO—H.

Ka = 1.8 ×××× 10–5 Ka = 0.17


44

15.- Prediga y explique cómo debería variar la fuerza de losácidos en cada uno de los casos planteados :

(a) HClO4 y HIO4 (b) H2O, H2S, H2Se

16.- El ácido perclórico (HClO4) es más fuerte que el ácidoclórico (HClO3). Por otra parte, el ácido ortoperyódico (H5IO6)es un ácido más débil que el ácido yódico (HIO3).(a) Dibuje las estructuras de Lewis para los cuatro compuestosantes mencionados y asigne las cargas formales a todos losátomos de cada molécula.(b) Explique la diferencia en la fuerza de cada ácido sobre labase de las estructuras de Lewis.


45

3.10. Propiedades ácido-base de las sales.

� Sal: compuesto iónico: anión + catión.

� Un anión que proviene de un ácido débil o un catión queproviene de una base débil, pueden sufrir hidrólisis.

Hidrólisis: Reacc. del anión o el catión de una sal (o ambos)con el agua dando como productos el correspondiente ácidoo base.

� Luego, existen disols. ac.de sales no son neutras (pH ≠ 7.0)


46

Sales que producen disoluciones neutras.

� Catión metálico: Grupos 1 ó 2 (excepto Be2+)� Anión: base conjugada de un ác. fuerte.

Ej.: KCl(s) K+(ac) + Cl–(ac)H2O

K+(ac) no tiene props. ác-base.

Cl–(ac) viene del HCl (ác. fuerte) ⇒ base conjugadamuy débil (no acepta H+)

∴ Una disol. de KCl(ac) tiene pH = 7.0


47

Sales que producen disoluciones básicas.

� Catión metálico: grupos 1 ó 2 (excepto Be2+). � Anión es la base conjugada de un ácido débil.

Ej.: NaNO2(s) Na+(ac) + NO2–(ac)

H2O

No tiene props.ácido-base

Puede aceptariones H+ desde el H2O

NO2–(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH–(ac)

Este ion le dacarácter básico a la disolución de NaNO2


48

� Luego, la cte. de equilibrio para esta reacc. es:

][NO]][OH[HNO

K2

2−

−

= = Kba

w

KK

= 4

14

104.510 1.0

−

−

×

×= = 2.2 ×××× 10–11

Cte. de disoc.básica del NO2

–

� Luego, podemos definir el porcentaje de hidrólisis como:

100%][A

][Ahidrólisis %

inicial

ohidrolizad ×=−

−

100%][A

[HA]

inicial

eq.×=

−

17.- Calcule el pH de una disolución de formiato de sodio 0.24 molL–1. El ion formiato proviene del ácido fórmico.(Ka = 1.7 × 10–4). Luego, calcule su % de hidrólisis.


49

Sales que producen disoluciones ácidas.

� Son aquellas donde el catión proviene de una base débily el anión es la base conjugada de un ácido fuerte. Esto produceuna disol. acuosa con carácter ácido.

Ej.: NH4Cl(s) NH4+(ac) + Cl–(ac)

H2O

Base extremadamentedébil. No reacc. con el H2O

Puede reacc. con H2Ocediéndole un H+

NH4+(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O+(ac)

Este ion le dacarácter ácido a la disolución de NH4Cl

Luego, la hidrólisis del ion amonio será


50

� Note, que el equilibrio anterior también se puede escribircomo:

NH4+(ac) NH3(ac) + H+(ac)

Donde ambas ecs. son igualmente válidas para hacer cálculos.

Luego,

][NH]O][H[NH

K4

33+

+

= = Kab

w

KK

= 5

14

101.810 1.0

−

−

×

×= = 5.6 ×××× 10–10

Cte. de disoc.ácida del NH4

+

� El procedimiento matemático para calcular el pH de estesistema es exactamente igual al caso anterior.


51

� Cationes metálicos pequeños y con carga grande generanH3O+ en amb. acuoso:

Ej.: Al3+, Cr3+, Fe3+, Bi3+, Be2+, etc.

� Consideremos una disol. de AlCl3(s) en agua.

AlCl3(s) Al3+(ac) + 3Cl–(ac) H2O

3+

Al3+

H2O

H2O

H2O

H2O

OH2

OH2

Carga positiva polariza enlace O–Hdel agua de coordinación.⇒ Disocia el H+


52

Al3+

H2O

H2O

H2O

H2O

OH2

O

H

H

O

H

HAl3+

H2O

H2O

H2O

H2O

OH2

O H O

H

HH+

2+

[Al(H2O)6]3+(ac) + H2O(l) [Al(H2O)5(OH)]2+(ac) + H3O+(ac)

Ka = [Al(H2O)5(OH)]2+[H3O+]

[Al(H2O)6]3+= 1.3 × 10–5

El complejo [Al(H2O)5(OH)]2+ también puede disociar, perosu Ka es muy pequeña.

18.- Calcule el pH de una disolución acuosa de AlCl30.050 mol/L.


53

Sales en que hidroliza el catión y el anión.

� Si se tiene una sal donde los catión y anión hidrolizan, ladisol. resultante puede ser ácida, básica o neutra, según elvalor las constante de ácidez y basicidad de los iones involu-crados.

� Dado que las matemáticas de estos sistemas son complejassolo se harán predicciones a nivel cualitativo

Si Kb > Ka ⇒ el anión hidrolizará en mayor proporción que elcatión y ∴ habrá mayor [OH–] ⇒ pH > 7.0

Si Kb < Ka ⇒ el catión hidrolizará en mayor proporción que elanión y ∴ habrá mayor [H+] ⇒ pH < 7.0

Si Kb ≈ Ka ⇒ Ambos iones hidrolizaran en una proporciónsimilar ∴ [OH–] ≈ [H+] ⇒ pH ≈ 7.0


54

19.- Prediga el pH de la disol. acuosa que resulta al disolveren agua las siguiente sales:(a) LiClO4, (b) Na3PO4, (c) Bi(NO3)3, (d) NH4CN(e) NH4CH3COO, (f) NH4NO2

� Por otro lado, hay algunos iones que pueden actuar como ácidos (cediendo un H+) o como bases (aceptando un H+)(comportamiento anfiprótico)

� Un caso es el del ion carbonato ácido: HCO3–

HCO3–(ac) + H2O(l) H2CO3(ac) + OH–(ac) Kb = 4.8 ×××× 10–8

HCO3–(ac) + H2O(l) CO3

2–(ac) + H3O+(ac) Ka = 4.8 ×××× 10–11

Dado que Kb > Ka ⇒ una disol. de un carbonato ácido tendrácarácter básico (pH > 7.0).


55

3.11. Ácidos y bases de Lewis.

Enfoque de B-L:

O HH

HO H+ O

H

H O H

H

+

O HH

H

N H

H

H

+ O

H

H + N H

H

H

H

En ambos casos, el H se enlaza a un par de e– no compartidos


56

Definición de G. N. Lewis:

Base: especie que puede donar un par de e–

Ácido: especie que puede aceptar un par de e–

� Es un enfoque más general que incluye reacciones que noson de B-L.

BH

H

H

N H

H

H

+ N H

H

H

BH

H

Hácido base aducto


57

� El H3BO3 es un ácido de Lewis que reacciona con H2O.

BOH

OH

OH

O H

H

+ BOH

OH

OH

O H

H

BOH

OH

OH

O H

H

O H

H

+ BOH

OH

OH

OH O H

H

H+

Ácido de Lewis

Base de Lewis

Aducto

Ácido de B-L

Base de B-L


58

S

O

O

O H

H

+ S

O

O

O H

H

S

OH

O

OH

H

� La hidratación del SO2.

� La formación de complejos

Cu2+(ac) + 4 NH3 Cu2+

NH3

H3N

NH3

NH3

Base de Lewis(Ligando)

Tetraamino complejo de Cu2+

(aducto)

Ácido de Lewis

Base de Lewis

Ácido de Lewis


59

20.- Interprete las siguientes reacciones en términos de lateoría de Lewis:

(a) Ag+ + 2 NH3 → Ag(NH3)2+

(b) H2O + BF3 → H2OBF3

21.- La fuerza de los ácidos halogenhídricos sigue la siguientetendencia:

HI (~109) > HBr((~108) > HCl ((~106)> HF(6.6 × 10–4)

Los números entre paréntesis corresponden a las Ka. Utilizando el criterio de la fuerza de enlace, se explica dichatendencia. Sin embargo, el HF es notablemente más débil queel ácido que le antecede (HCl). Explique este hecho.


60

22.- Explique, utilizando el concepto de resonancia, (a) Porque el ácido acético es un ácido débil, en cambio el etanol prácticamente no tiene comportamiento ácido.(b) Explique porque el fenol (C6H5OH) tiene propiedadesácidas, en cambio el metanol (CH3OH) no.

23.- Prediga cual ácido será más fuerte:(a) H3PO4 o HClO3, (b) CH2Cl–CH2–COOH o CH3–CHCl–COOH.

24.- El pH de una disolución 0.0642 mol/L de un ácidomonoprótico es 3.86. ¿Este es un ácido débil o fuerte?


61

25.- El producto iónico del D2O es 1.35 × 10–15

(a) Calcule el pD del D2O. (b) ¿Para que valores de pD será acida una solución en D2O? (c) Derive una relación entre pD y pOD.

26.- Cuando la concentración de una disolución de un ácidofuerte es del orden 10–7 mol/L (o menor), debe tomarse encuenta la auto-disociación del agua para el cálculo del pH.(a) Derive una expresión para el cálculo del pH de unadisolución de estas características. (b) Con la expresión derivada en (a) calcule el pH de lassiguientes disoluciones:

HCl 1.0 × 10–7 mol/L y HCl 1.0 × 10–3 mol/L.


62

27.- La primera y la segunda constantes de disociación deun ácido diprótico H2A a cierta temperatura son Ka1 y Ka2¿Bajo qué condiciones se cumplirá que [A2–] = Ka2?

28.- Compare el pH de una disolución de HCl 0.040 mol/L conel de una disolución de H2SO4 0.040 mol/L (Dato: El H2SO4 es un ácido fuerte para la primera disociación,pero la Ka2 para el HSO4

– = 1.3 × 10–2.)

29.- ¿Cuáles son las concentraciones de HSO4–, SO4

2– y H+

en una disolución de KHSO4 0.20 mol/L?


63

FINUNIDAD 3

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