EQUILIBRIO IONICOO EN SOLUCION

Numerosas sustancias y productos comerciales que usamos a diario son ácidos o bases.

Sustancias ácidas:

antiácidos (leche de magnesia), jabones y detergentes, soda cáustica

la mayoría de las frutas, bebidas carbonatadas, té, electrolito de las baterías, contaminación atmosféricas por lluvia ácida.

Sustancias básicas

ACIDOS BASES

Enrojecen el papel tornasol

Colorean de azul el papel tornasol

Sabor ácido Sabor amargo

Disuelven los metales

Disuelven los aceites

Neutralizan a las bases

Neutralizan a los ácidos

Propiedades generales de ácidos y bases

Nombre Fórmula Nombre común o uso

Acido clorhídrico

HCl Acido muriático

Acido acético CH3COOH Vinagre

Acido sulfúrico

H2SO4 Electrolito de baterías

Acido bórico H3BO3 Antiséptico, gotas para los ojos

Acido carbónico

H2CO3 Bebidas de fantasía

Acido acetilsalisilico

C9H8O4 Aspirina

Ejemplos de ácidos comunes

Nombre Fórmula Nombre común o uso

Hidróxido de sodio

NaOH Soda cáustica

Hidróxido de aluminio

Al(OH)3 Antiácido

Carbonato ácido de

sodio

NaHCO3 Bicarbonato; (polvos de hornear)

Amoníaco NH3 Productos de limpieza

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2 Leche de magnesia

Ejemplos de bases comunes

TEORIAS ACIDO-BASE

Teoría de Arrhenius (1883) (1883)

Toda sustancia que en disolución acuosa cede protones (libera iones hidrógeno, H+)

HA H+ (ac) + A- (ac)

Acido

Ej: HCl, HF, HNO3

Base Toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidroxilo (OH-)

BOH B+ (ac) + OH- (ac)

Ej: NaOH, KOH

Svante August Arrhenius(1859-1927)

“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que haprestado al avance de la química mediante su teoríaelectrolítica de la disociación”.

1903III premio Nobelde Química

Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (Ej: NH3 líquido)

Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

Limitaciones:

TEORIA ACIDO-BASE DE ARRHENIUS

Acidos:

Compuestos químicos que contienen hidrógeno y que en solución acuosa liberan iones hidrógeno o protones (H+)

Bases:

Compuestos químicos que contienen el grupo OH y que en solución acuosa liberan iones hidroxilo (OH-)

Nota: el ion que se forma en el agua es el hidronio (H3O+) el que representamos simplificadamente como H+.

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

Acido

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)Base

La ecuación describe un proceso de ionización (se forman iones). Por cada molécula de HCl que ioniza se libera un ion hidrógeno o protón (H+) y un ión cloruro (Cl-).

(ac) = solución acuosa (s) = sólido l = líquido

(l)OH2

(l)OH2

Teoría de Bronsted - Lowry (1923) (1923)

Especie que tiene tendencia a ceder protones (H+)

Acido

Base Especie que tiene tendencia a aceptar protones (H+)

HCl + NH3 Cl- + NH4

+

ácido1

base 2 base1 ácido 2

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

ácido base base conjugadaácido conjugado

CH3COOH es ácido porque cede H+ y el H2O es base porque acepta ese H+.

En la reacción inversa, el H3O+ es ácido porque entrega su protón y el CH3COO- es base porque lo acepta.

Hay un equilibrio entre dos ácidos y dos bases, es decir, hay dos pares ácido-base conjugados.

El CH3COO- es la base conjugada del CH3COOH y el H3O+, el ácido conjugado del H2O.

NH4+ + OH-NH3 + H2O

ácidobase ácido conjugadobase conjugada

En los ejemplos el agua se comporta como base en el primero y como ácido en el segundo.

Las sustancias que se comportan así, se denominan ANFOTERAS o ANFOLITOS.

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

PORCENTAJE DE IONIZACION Y DE DISOCIACION DE ACIDOS Y BASES

Porcentaje de ionizacion de un acido

La ionización de un ácido HA se escribe simplificadamente:

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Se define el % de ionización de un acido como el porcentaje en cantidad de moléculas de éste que se ionizan al disolverse en agua

(l)OH2

100 x

iniciales moléculas de cantidad

disociados moléculas de cantidadionización %

Ejemplo:

Al agregar 1,0 mol de moléculas del ácido HA al agua se observa que se forma 1,0 mol de protones entonces todas las moléculas iniciales del ácido se ionizaron. Su % de ionización es igual a 100%. Si se obtiene 0,5 mol de protones entonces sólo se ionizó la mitad de las moléculas iniciales del ácido. Su % de ionización es igual a 50%.

Así, los ácidos se clasifican como fuertes o débiles según su grado de ionización en agua.

Acidos fuertes ionizan prácticamente en un 100%.

Es decir, al agregar un mol de moléculas de HCl al agua prácticamente todas las moléculas ionizan.

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) (l)O2H

Situación inicial

Situación final

1,0 mol 0,0 mol 0,0 mol

0,0 mol 1,0 mol 1,0 mol

100% 100 x mol 1,0

mol 1,0ionización %

Acidos débiles ionizan muy poco

Es decir, al agregar un mol de moléculas de ácido acético (un ácido débil típico) al agua muy pocas moléculas ionizan, quedando um número importante de moléculas sin ionizar.

CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac) (l)O2H

Situación inicial 1,0 mol 0,0 mol 0,0 mol

Situación final 0,99 mol 0,01 mol 0,01 mol

1% 100 x mol 1,0

mol 0,01ionización %

Autoionización del agua.

Producto iónico del agua

El agua pura prácticamente no conduce la electricidad dada su baja tendencia a ionizar.

La reacción comunmente se escribe:

H2O H+ + OH-

Las medidas de conductividad del agua a 25 ºC revelan que:

[H+] = 10-7 mol/L y [OH-] = 10-7 mol/L

Kw = 10-7 ● 10-7 Kw = 10-14

Como Kw es constante, al agregar un ácido al agua, aumenta la [H+] y disminuye la [OH-], y alagregar una base (hidróxido) al agua, aumenta la [OH-] y disminuye la [H+].

[H+] [OH-] = 10-14

Una solución en que la [H+] > 10-7 es ácida (puesto que la [OH-] < 10-7 M)

Una solución en que la [OH-] > 10-7 es básica (puesto que la [H+] < 10-7 M)

Cuando ambas concentraciones son iguales, la solución es neutra.

Escala de pH

La [H+] indica la acidez de la solución.

Como en general las concentraciones son bajas se creó la escala de pH definida como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:

pH = - log [H+]

Para el agua: Kw = [H+] ● [OH-]

[H+] = [OH-] = 10-7

pH = -log 10-7 = 7

Si la solución es ácida el pH < 7.

Si es básica el pH > 7

Si es neutra el pH = 7

Se define también:

pOH = - log [OH-]y se puede demostrar que:

pH + pOH = 14

Soluciones ácidas

Soluciones neutras

Soluciones básicas

[H+] [OH-] [H+] [OH-] [H+] [OH-]

[H+] 1,0 x 10-7 [H+] 1,0 x 10-7 [H+] 1,0 x 10-7

[OH-] 1,0 x 10-

7

[OH-] 1,0 x 10-

7

[OH-] 1,0 x 10-

7

pH 7,00 pH 7,00 pH 7,00

pOH 7,00 pOH 7,00 pOH 7,00

Ej) Relación de pH y pOH en soluciones ácidas, básicas y neutras

[H+] pH [OH-] pOH Tipo de solución

1 x 10-5

1 x 10-8

3,5 x 10-

4

5,4

4,2

Ej) Complete el siguiente cuadro

MEDICIÓN DE pHPapel

Indicador Universal

pH-metro