15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05

EQUILIBRIO ACIDO-BASEEQUILIBRIO ACIDO-BASE

18-4-05

Teorías ácido-base

•Teoría de Arrhenius

•Teoría de Brønsted-Lowry

•Teoría de Lewis

•Químico sueco (1859 -1927).

•Presentó esta teoría en su tesis doctoral.

•Recibió el premio Nobel de Química en 1903.

Svante ArrheniusSvante Arrhenius

Teoría de ArrheniusAcido: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de protones

H2O HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac)

Base: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidróxilos

H2O HONa(s) OH- (ac) + Na+ (ac)

Teorías ácido-base

•Teoría de Arrhenius

•Teoría de Brønsted-Lowry

•Teoría de Lewis

Johannes BrønstedJohannes Brønsted

(1879-1947)(1879-1947) Thomas LowryThomas Lowry

(1874-1936)(1874-1936)

Teoría de Bronsted-Lowry

• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia

• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.

Teoría de Brønsted-Lowry

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac)

Ácido Base Ac. conjugado

Base conjugada

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

Base Ácido Ac. conjugado

Base conjugada

Teorías ácido-base

•Teoría de Arrhenius

•Teoría de Brønsted-Lowry

•Teoría de Lewis

Gilbert Newton LewisGilbert Newton Lewis

(1875-1946)(1875-1946)

Manuscrito original de LewisManuscrito original de Lewis

Teoría de Lewis

• Acido: es una sustancia que puede ser aceptor de pares de electrones

• Base: es una sustancia que puede donar un par de electrones

H N H

H

F B F

F

+

F B

F

F

N H

H

H

Teoría de Lewis

Ácido Base

Electrolitos

Los electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están

disueltos o fundidos.

Clasificación

•Electrolitos fuertes:

Es un compuesto que al disolverse forma una solución en la que casi todas las moléculas de soluto están ionizadas.

•Electrolitos débiles:

Es una sustancia que da una solución en la que sólo una parte pequeña de las moléculas de soluto está ionizada.

Etanol Ácido acético NaCl

Conductímetro sencillo para soluciones acuosas

H2O(l)

H3O+ (ac) OH- (ac)

H2O(l)

El agua como electrolito débil

¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan grande en solución acuosa?

¿Existe alguna relación entre sus concentraciones respectivas en estas soluciones?

Examinemos la disolución de la molécula de agua

H2O(l)

H3O+ (ac) OH- (ac)

H2O(l)

[H+] [OH-] K=---------------------

[H2O]

Kw = K [H2O] = [H+] [OH-] = 1x 10-14

55 M

Auto ionización del agua

El protón en el agua

Esta partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electronesno enlazantes de las moléculas de agua

para formar iones (ion hidronio)

H+ + :O —H H — O —H H H

pHLa concentracíón de H+ (ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña. Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, que define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de [H+]

pH= - log a [H+]

En soluciones diluidas la a es semejante a la concentración

pH= - log [H+]

Medición aproximada del pH

Indicador natural. Rojo pH = 1Rosa pH = 4

Blanco pH = 7Amarillo pH = 10

Amarillo intenso pH = 13

Medición aproximada del pH

Indicador universal

pH = -log [H+]

pH: Definición

pH = 7

pH > 7

pH < 7

Solución neutra

Solución básica

Solución ácida

pOH = -log [OH-]

pOH: Definición

pOH = 7

pOH > 7

pOH < 7

Solución neutra

Solución ácida

Solución básica

pH + pOH = 14

Valores de pH para varias soluciones comunes

Acido fuerte y base fuerte

Son sustancias que se ionizan totalmente.

AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-

• HCl

• HI

• HBr

• H2SO4

• HClO4

• HNO3

pH = -log [H+]

Ácidos fuertes

• NaOH

• LiOH

• KOH

• Ca(OH)2

• Sr(OH)2

• Ba(OH)2

pOH = -log [OH-]

Bases fuertes

¿Cuál es el pH de una solución de HCl de 1 x 10-8 M?

pH = -log [H+] pH = -log [1 x 10-8]

pH = 8

Considerar la [H+] de agua

Un ácido no puede tener pH

básico

pH = 6,96

Teoría de Bronsted-Lowry

• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia

• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.

AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-

Son sustancias que se ionizan parcialmente

Ácido débil - Base débil

Ácidos débiles

[H3O+ [A-Ka =

[AH

AH + H2O H3O+ + A-

Ci-x x x

x . xKa =

Ci - x

Bases débiles

[BH+ [OH-Kb =

[B

B + H2O BH+ + OH-

Ci-x x x

x . xKb =

Ci - x

Bibliografia

• Capítulo 14. Química. Atkins-Jones

• Capítulo 15. Química. R Chang