Este documento trata sobre ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir gases. Las bases tienen sabor amargo y se sienten resbalosas. También define ácidos y bases según Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la autoionización del agua.

1. Ácidos y bases Capítulo 15 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2. Ácidos Tienen un sabor agrio. El vinagre le debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico. Reaccionan con algunos metales para producir hidrógeno gaseoso. Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso. Tienen un sabor amargo. Se sienten resbalosos. Muchos jabones contienen bases. Bases 4.3

3. El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H + (H 3 O + ) en agua La base de Arrhenius es una sustancia que produce OH - en agua 4.3

4. Un ácido de Br ø nsted es una sustancia que puede donar un protón. Una base de Br ø nsted es una sustancia que puede aceptar un protón. ácido base ácido base 15.1 ácido base conjugada base ácido conjugado

5. Propiedades ácido-base del agua ácido base conjugada base ácido conjugado 15.2 Autoionización del agua O H H + O H H O H H H O H - + [ ] + H 2 O ( l ) H + (ac) + OH - (ac) H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -

6. El producto iónico del agua [H 2 O] = constante K c [H 2 O] = K w = [H + ][OH - ] La constante del producto-ion ( K w ) es el producto de la concentración molar de los iones H + y OH - a una temperatura en particular. A 25 0 C K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x 10 - 14 [H + ] = [OH - ] [H + ] > [OH - ] [H + ] < [OH - ] La solución es neutral ácida básica 15.2 H 2 O ( l ) H + (ac) + OH - (ac) K c = [H + ][OH - ] [H 2 O]

7. ¿Cuál es la concentración de los iones de OH - en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 1.3 M ? K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x 10 - 14 [H + ] = 1.3 M = 7.7 x 10 -15 M 15.2 [OH - ] = K w [H + ] 1 x 10 -14 1.3 =

8. pH – Medida de la acidez pH = - log [H + ] [H + ] = [OH - ] [H + ] > [OH - ] [H + ] < [OH - ] La solución es neutral ácida básica [H + ] = 1 x 10 -7 [H + ] > 1 x 10 -7 [H + ] < 1 x 10 -7 pH = 7 pH < 7 pH > 7 A 25 0 C 15.3 pH [H + ]

9. 15.3 pOH = -log [OH - ] [H + ][OH - ] = K w = 1.0 x 10 -14 -log [H + ] – log [OH - ] = 14.00 pH + pOH = 14.00

10. El pH del agua de lluvia recolectada en una región del noreste de los Estados Unidos en un día normal era de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H + del agua de lluvia? pH = - log [H + ] [H + ] = 10 -pH = 10 -4.82 = 1.5 x 10 -5 M pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH - ] = -log (2.5 x 10 -7 ) = 6.60 pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40 15.3 La concentración del ion OH - de una muestra de sangre es de 2.5 x 10 -7 M . ¿Cuál es el pH de la sangre?

11. Electrolito fuerte – se disocia al 100% Electrolitos débiles – no se disocian completamente Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes 15.4 NaCl ( s ) Na + (ac) + Cl - (ac) H 2 O CH 3 COOH CH 3 COO - (ac) + H + (ac) HCl (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + Cl - (ac) HNO 3 (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + NO 3 - (ac) HClO 4 (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + ClO 4 - (ac) H 2 SO 4 (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + HSO 4 - (ac)

12. Los ácidos débiles son electrolitos débiles Las bases fuertes son electrolitos fuertes 15.4 HF (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + F - (ac) HNO 2 (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + NO 2 - (ac) HSO 4 - (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + SO 4 2- (ac) H 2 O ( l ) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + OH - (ac) NaOH ( s ) Na + (ac) + OH - (ac) H 2 O KOH ( s ) K + (ac) + OH - (ac) H 2 O Ba(OH) 2 ( s ) Ba 2+ (ac) + 2OH - (ac) H 2 O

14. 15.4

15. Ácido fuerte Ácido débil 15.4

16. ¿Cuál es el pH de una solución 2 x 10 -3 M de HNO 3 ? HNO 3 es un ácido fuerte – Se disocia al100% pH = -log [H + ] = -log [H 3 O + ] = -log(0.002) = 2.7 Inicial Final 0.002 M 0.002 M 0.002 M 0.0 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH) 2 es una base fuerte – Se disocia al 100% Inicial Final 0.018 M 0.018 M 0.036 M 0.0 M 0.0 M 0.0 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.6 15.4 HNO 3 (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + NO 3 - (ac) ¿Cuál es el pH de una solución 1.8 x 10 -2 M de Ba(OH) 2 ? Ba(OH) 2 ( s ) Ba 2+ (ac) + 2OH - (ac)

17. Ácidos débiles (HA) y las constantes de ionización de un ácido K a es la constante de ionización de un ácido 15.5 HA (ac) + H 2 O ( l ) H 3 O + (ac) + A - (ac) HA (ac) H + (ac) + A - (ac) K a = [H + ][A - ] [HA] K a Fuerza de un ácido débil

18. 15.5

19. ¿Cuál es el pH de una solución 0.5 M de HF (a 25 0 C)? Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) 0.50 0.00 - x + x 0.50 - x 0.00 + x x x 0.50 – x  0.50 K a << 1 x 2 = 3.55 x 10 -4 x = 0.019 M [H + ] = [F - ] = 0.019 M pH = -log [H + ] = 1.72 [HF] = 0.50 – x = 0.48 M 15.5 HF (ac) H + (ac) + F - (ac) K a = [H + ][F - ] [HF] = 7.1 x 10 -4 HF (ac) H + (ac) + F - (ac) K a = x 2 0.50 - x = 7.1 x 10 -4 K a  x 2 0.50 = 7.1 x 10 -4

20. ¿Cuándo se puede utilizar la aproximación siguiente? 0.50 – x  0.50 K a << 1 Cuando x es menor que 5% del valor del cual es substraído. x = 0.019 Menor que 5% La aproximación estaría correcta. ¿Cuál es el pH de una solución 0.05 M de HF (a 25 0 C)? x = 0.006 M Mayor que 5% La aproximación no estaría correcta. Se debe resolver para “ x” exactamente usando la ecuación cuadrada o el exitoso método de aproximación. 15.5 0.019 M 0.50 M x 100% = 3.8% K a  x 2 0.05 = 7.1 x 10 -4 0.006 M 0.05 M x 100% = 12%

22. ¿Cuál es el pH de un ácido monoproteico 0.122 M si su K a es de 5.7 x 10 -4 ? Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) 0.122 0.00 - x + x 0.122 - x 0.00 + x x x 0.122 – x  0.122 K a << 1 x 2 = 6.95 x 10 -5 x = 0.0083 M Mas del 5% No estaría bien por el método de aproximación. 15.5 HA (ac) H + (ac) + A - (ac) K a = x 2 0.122 - x = 5.7 x 10 -4 K a  x 2 0.122 = 5.7 x 10 -4 0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8%

23. x 2 + 0.00057 x – 6.95 x 10 -5 = 0 ax 2 + bx + c =0 x = 0.0081 x = - 0.0081 [H + ] = x = 0.0081 M pH = -log[H + ] = 2.09 15.5 K a = x 2 0.122 - x = 5.7 x 10 -4 - b ± b 2 – 4 ac  2 a x = HA (ac) H + (ac) + A - (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) 0.122 0.00 - x + x 0.122 - x 0.00 + x x x

24. Porcentaje de = ionización Para un ácido monoprótico HA [HA] 0 = concentración inicial 15.5 Concentración del ácido ionizado en equilibrio Concentración inicial del ácido x 100% Porcentaje de = ionización [H + ] [HA] 0 x 100%

25. Bases débiles y constantes de ionización de bases K b es la constante de ionización de las bases 15.6 NH 3 (ac) + H 2 O ( l ) NH 4 + (ac) + OH - (ac) K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] K b Fuerza de Bases Débiles Resuelve problemas de bases débiles como ácidos débiles, pero resuelve para [OH-] en vez de [H + ].

26. 15.6

27. 15.7 Constantes de ionización de pares conjugados ácido-base K a K b K w K a K b = K w Ácidos débiles y su base conjugada HA (ac) H + (ac) + A - (ac) A - (ac) + H 2 O ( l ) OH - (ac) + HA (ac) H 2 O ( l ) H + (ac) + OH - (ac) K a = K w K b K b = K w K a

28. 15.8

29. Estructura molecular y fuerza de ácidos El ácido más débil HF << HCl < HBr < HI 15.9 H X H + + X - El enlace más fuerte

31. Estructura molecular y fuerza de ácidos 1. Los oxiácidos tienen átomos centrales diferentes (Z) que son del mismo grupo y tienen el mismo número de oxidación. La fuerza de un ácido aumenta con el crecimiento de la electronegatividad de Z El Cl es mas electronegativo que el Br HClO 3 > HBrO 3 15.9 H O Cl O O • • • • • • • • • • • • • • • • • • H O Br O O • • • • • • • • • • • • • • • • • •

32. Estructura molecular y fuerza de ácidos 2. Los oxiácidos tienen el mismo átomo central (Z) pero diferente número de grupos juntos. La fuerza de un ácido aumenta cuando el número de oxidación de Z crece. HClO 4 > HClO 3 > HClO 2 > HClO 15.9

33. Propiedades ácido-base de las sales Soluciones neutras: Las sales que contienen un ion metal alcalino (excepto el Be 2+ ) y la base conjugada de un ácido fuerte ( e.g. Cl - , Br - , y NO 3 - ). Soluciones básicas: Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil . 15.10 NaCl ( s ) Na + (ac) + Cl - (ac) H 2 O NaCH 3 COOH ( s ) Na + (ac) + CH 3 COO - (ac) H 2 O CH 3 COO - (ac) + H 2 O ( l ) CH 3 COOH (ac) + OH - (ac)

34. Propiedades ácido-base de las sales Soluciones ácidas: Sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil. Sales con pequeños, cationes metálicos altamente cargados ( e.g. Al 3+ , Cr 3+ , and Be 2+ ) y la base conjugada de un ácido fuerte. 15.10 NH 4 Cl ( s ) NH 4 + (ac) + Cl - (ac) H 2 O NH 4 + (ac) NH 3 (ac) + H + (ac) Al(H 2 O) 6 (ac) Al(OH)(H 2 O) 5 (ac) + H + (ac) 3+ 2+

35. Hidrólisis de ácido del Al +3 15.10

37. Óxidos de los elementos representativos en su más alto estado de oxidación 15.11 CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) H 2 CO 3 (ac) N 2 O 5 ( g ) + H 2 O ( l ) 2HNO 3 (ac)

38. El ácido de Arrhenius es una sustancia que produce H + (H 3 O + ) en agua Un ácido de Br ø nsted es un protón donador Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones Una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones Definición de un ácido H + ácido base ácido base 15.12 H O H • • • • + OH - • • • • • • N H • • H H H + + N H H H H +

39. Ácidos y bases de Lewis ácido base + ¡Ningún protón es donado o aceptado! 15.12 N H • • H H F B F F F B F F N H H H

40. La Química en acción: antiácidos y el balance del pH en el estómago NaHCO 3 (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H 2 O ( l ) + CO 2 ( g ) Mg(OH) 2 ( s ) + 2HCl (ac) MgCl 2 (ac) + 2H 2 O ( l )