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La química acido base del agua
Definición de ácidos y bases
Acidos y bases de Arrhenius, Lewis y Bronsted
Escala de pH
Cálculos de concentraciones en el caso de ácido y base fuerte
Cálculos de concentraciones en el caso en un ácido y base debil
Acidos y bases conjugados
Equilibrio ácido-base
ARRHENIUS
un ácido es una sustancia que contiene un exceso de protones (H+) mientras que una base es una sustancia que contiene un
exceso de oxhídrilos (OH-)
• La definición de Arrhenius no essuficiente, no abarca todas lassustancias y comportamientos
• Aparecen otras dos formas de definir: – Bronsted-Lowry : basada en la idea de
donor o aceptor de protones– Lewis : basada en la idea de donor o
aceptor de electrones
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BRONSTED - LOWRY• un ácido es una sustancia capaz de ceder
protones (donor de protones)HA A- + H+
• una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones)
B + H+ BH+
H+ es un protón sin electronesEn agua:
+
⎥⎦
⎤⎢⎣
⎡
HHOH
ion Hidronio
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– En la reacción del HCl con amoníacoporqué el amoniaco es la base de Bronsted??
– HCl + NH3 NH4+ + Cl-
– No necesita tener OH-
• En una reacción acido base de Bronsted-Lowry, los protones se transfieren de un ractante (el ácido) a l otro( la base)
• Las teorias de Arrhenius and Bronsted-Lowry describen la mayoría de los ácidos y bases
• Ambas asumen que los ácidos contienen o donan H+
• La teoría de Lewis funciona en los casos de sustancias que no contienen hidrógeno
• Acido de Lewis: átomo, ion o molécula queacepta un par electrónico para formar un enlace covalente.
• Base de Lewis: átomo, ion o moléculaque dona un par electrónico para formar un enlace covalente.
• Reacción acido-base de Lewis :formacion de enlace covalente entreun donor y un aceptor de un par electrónicoBF3(aq) + F-(aq) BF4
-(aq)
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Disociación del agua
Autoionización o autoprotolisis
-(aq)(aq)(l)2 OHHOH +⇔ +
]][OHH[K
O]H[]][OH[HK
-w
2
-
+
+
=
= constant
El agua es un ácido o una base??
De Arrhenius, de Lewis o de Bronsted??
El agua pura es neutra
Contiene cantidades iguales y muy pequeñade los iones: H3O+ and OH-
H2O + H2O H3O+ + OH-
hydroxonium hydroxide ion ion
1 x 10-7 M 1 x 10-7 MH3O+ OH-
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Producto iónico del agua : Kw
[ ] = concentración Molar
Kw = [ H3O+ ] [ OH- ]
= [ 1 x 10-7 ][ 1 x 10-7 ]
= 1 x 10-14
Acidos
Aumentan [H3O+]
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Más [H3O+] que el agua: [H3O+] > 1 x 10-7M
A medida que H3O+ aumenta, OH- disminuye
[H3O+] > [OH-]
H3O+
OH-
Bases
Aumentan la concentración de (OH-) NaOH (s) Na+(aq) + OH- (aq)Más [OH-] que el agua, [OH-] > 1 x 10-7MCuando OH- aumenta, H3O+ disminuye
[OH−] > [H3O+]
H3O+OH-
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Usando Kw
La [OH- ] de una solución es 1.0 x 10- 3 M. Cuál es la [H3O+]?Kw = [H3O+ ] [OH- ] = 1.0 x 10-14
[H3O+] = 1.0 x 10-14
[OH-]
[H3O+] = 1.0 x 10-14 = 1.0 x 10-11 M1.0 x 10- 3
1e-141
1e-131e-1
1e-121e-2
1e-111e-3
1e-101e-41e-91e-5
1e-81e-6
1e-71e-7
1e-61e-8
1e-51e-9
1e-41e-10
1e-31e-11
1e-21e-12
1e-11e-13
1 1e-14
[H3O+] [OH- ]
pH
Escala para indicar la acidez de la solución
pH = - log [H3O+]
Del frances pouvoir hydrogene(potencia del hidrógeno)
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pOH = -log [OH-]
= 14 - pH
porque
pH + pOH = -log Kw = 14
pOH
• Definimos pH = -log([H+])• Definimos pOH = -log([OH-])• Definimos pK = -log (K)• En general pX = -logX
Ejemplos
A. [H3O+] = 1 x 10-4
pH = - log [ 1 x 10-4] = -(- 4) = 4
B. [H3O+] = 1 x 10-11
pH = - log [ 1 x 10- 11] = -(- 11) = 11
140
131
122
113
10495
86
77
68
59
410
311
212
113
0 14
pH pOH
8
0 4 7 11 14pH
0
4
7
11
14
pOH
pOH vs pH
Intervalo de pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Neutro
[H+]>[OH-] [H+] = [OH-] [OH-]>[H+]
Acido Basico
• Una solución es ácida cuando [H+] >[OH-] es decir cuando pH < pOH
• Una solución es básica cuando [H+] <[OH-] es decir cuando pH > pOH
• Una solución es neutra cuando [H+] =[OH-] es decir cuando pH = pOH
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pH de algunos ácidos comunes
Jugo gástrico 1.0Jugo de limón 2.3vinagre 2.8Jugo de naranja 3.5Café 5.0leche 6.6
pH de algunas Bases comunes
sangre 7.4
lágrimas 7.4
Agua de mar 8.4
Amoníaco 11.0
De qué depende que el pH de una solución sea mayor o menor??
1) De que sea una base o un ácido.2) De la fuerza con que se disocie. (K de equilibrio ) 3) De la concentración
Acidos y Bases Fuertes
Electrolitos fuertes
Ionizan completamente
HA + H2O → A- + H3O+
BOH + H2O → B+ + HO-
Pares Conjugados Acido-base
++⇔+ (aq)3-(aq)(l)2(aq) OHAOHHA
conj base
conj base
conj acid
conj acid
−+ +⇔+ (aq)(aq)(l)23(aq) OHNH4OHNH
++⇔+ (aq)3-2(aq)(l)22(aq) OHNOOHHNO
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ACIDOS FUERTES
• HClO4
• HCl, HBr, HI
• HNO3
• H2SO4
• ClO4-
• Cl-, Br-, I-
• NO3-
• HSO4-
BASES CONJUGADAS
Mientras más fuerte es un ácido más débiles su base conjugada
Mientras más débil es un ácido más fuertees su base conjugada
(a) Acido fuerte.
(b) Acido débil
Antes de la disociación Después de la disociación
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Cálculo de pH
Ácidos y bases fuertes
HA + H2O → A- + H3O+
2 H2O OH- + H3O+ Kw = 1.10 -14
Si el Acido es fuerte está completamente disociado.
HA + H2O → A- + H3O+
0,1 M
-x x x
X= 0,1M [H3O+ ] = ???
[A- ] = ???
– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1
Cuánto vale la [OH- ]Cuánto vale pOH??[OH- ] = 1.10 -13
pOH= 13
Porqué??Que ocurrió con el equilibrio del agua??
– Concentraciones ≥ 10-6 :
– [H3O+ ] =[A ]= [HA ]inicial = 0,1 M; pH = 1
– Concentraciones ≤ 10-8
– 10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8
Intervalos y concentraciones posibles
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HA + H2O → A- + H3O+
2 H2O OH- + H3O+
Qué ocurre con [H3O+ ] si la [HA ] es muy pequeña??
• Concentración ≤ 10-8
– El ácido o la base se disocian completamente– Comparar la concentración de H+ u OH- proveniente del
ácido o la base con la concentración H+ u OH- queresultan de la disociación del agua
Observar : 1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido. 2) Cuál hace un mayor aporte en este caso? Cuánto mayor?3) Cuanto vale el pH? Porqué?
10-6 ≥ Concentraciones ≥ 10-8
Observar : 1) hay dos fuentes de H3O+, el agua y el ácido. 2) Cómo son los aportes de ambas fuentes en este caso?3) Cuánto vale el pH??
HA + H2O → A- + H3O+
2 H2O OH- + H3O+
[H3O+ ] = [H3O+ ]agua + [H3O+ ]acido
[H3O+ ] = OH- + A- = Kw/
Ejemplo HA = 1.10-8 M
[H3O+ ]
Ecuación de 2do grado
+ 1.10-8
1,05.10-7 pH= 6,97 ACIDO![H3O+ ] =