Post on 15-Apr-2017
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TEORIAS ACIDO-BASE. I. TEORIA DE ARRHENIUS
a.- Disociación iónica de ácidos : protones
HCl H+ + Cl-
CH3COOH H+ + CH3COO-
b.- Fuerza de ácido : grado de disociación
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a.- Disociación iónica de bases : iones hidroxilo
NaOH Na+ + OH-
Ca (OH)2 Ca+2 + 2OH-
b.- Fuerza de base : grado de disociación
Problemas de teoría de Arrhenius
Protones libres
Bases que no disocian OH- : NH3 ; HCO3-
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II. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Acido : Liberación protones hidratados H3O+
Base :Captación protones hidratados H3O+HCl + H2O H3O++ Cl-
CH3COOH + H2O H3O++ CH3COO-
NH3 + H2O NH4+ + OH-
CO32- + H2O HCO3
-
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PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 conjugado conjugada
CH3COOH CH3COO-
H2O H3O+
ácido 1 + base 2 ácido 2 + base 1 conjugado conjugada
1.-
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NH3 + H2O NH4+ + OH-
base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 conjugado conjugada
NH3 NH4+
H2O H3O+
base 1 + ácido 2 ácido 1 + base 2 conjugado conjugada
2.-
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CARÁCTER ANFOTERO DEL AGUACARÁCTER ANFOTERO DEL AGUA
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
ACIDO
NH3 + H2O NH4+ + OH-
BASICO
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CLASIFICACION DE ACIDOS Y BASESCLASIFICACION DE ACIDOS Y BASES
FUERTE: Disociación total, electrolito fuerte, K>1
DEBIL: Disociación parcial, electrolito débil, K<1
FUERZA: Proporcional al grado de disociación
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III. TEORIA DE LEWIS
Acido : Capta pares de electronesBase : Cede pares de electrones
HCl + H2O H3O++ Cl-
NH3 + H2O NH4+ + OH-
BF3 + F- BF4
Ag+ + 2CN- Ag (CN)2-
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DEFINICION DE Ka y Kb
Las reacciones ácido-base implican transferencia de protones en medio acuoso :Bronsted y Lowry
CH3COOH + H2O H3O+(ac)
+ CH3COO- (ac)
[H3O+] [CH3COO-]
K = [CH3COOH] [H2O] [H2O] =cte
[H3O+] [CH3COO-] Ka =
[CH3COOH]
Ka
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En general
HA + H2O H3O+(ac)
+ A- (ac)
[H3O+] [A-] Ka =
[HA]
NH3 + H2O NH4+
(ac) + OH-
(ac)
[NH4+] [OH-]
K = [NH3] [H2O] [H2O] =cte
[NH4+] [OH-]
Kb = [NH3]
Kb
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En general
B + H2O BH+(ac)
+ OH- (ac)
[BH+] [OH-] Ka =
[B]
AUTOIONIZACION DEL AGUA
H2O + H2O H3O+(ac)
+ OH- (ac)
[H3O+] [OH-] Kw =
[H2O]2 [H2O] =cte
Kw = [H3O+] [OH-] = 1 . 10-14
Kw : Producto iónico del agua
Solución neutra
[H3O+] = [OH-] = 1 . 10-7 M
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Concepto de pH y pOHp: operador matemático = - logpX = - log X
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]pKa = - log Ka
pK = - log K pKb = - log KbpKw = - log Kw
Para el agua
Kw = [H3O+] [OH-] /.p
- log Kw = - log [H3O+] [OH-]
- log Kw = - log [H3O+] [OH-]
- log Kw = - log [H3O+] + - log [OH-]
- log 10-14 = - log [H3O+] + - log [OH-] 14 = pH + pOH
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ESCALA DE pH y pOH
pH [H3O+] pOH [OH-]14 10-14 0 100
7 10-7 7 10-7
Basico
neutroAcido
0 100 14 10-14
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CALCULO DE pH y pOHCALCULO DE pH y pOHAcido Fuerte:
HA + H2O H3O+(ac)
+ A- (ac)
Acido totalmente disociado K: INDETERMINADO
pHpH = = - log [H- log [H33OO++] = - log [HA]] = - log [HA]
Base Fuerte:
B + H2O BH+(ac)
+ OH- (ac)
pOH pOH == - log [OH- log [OH--] = - log [B]] = - log [B]
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Acido débil:
HA + H2O H3O+(ac)
+ A- (ac)
[H3O+] [A-] Ka = / - log
[HA]
- log Ka + -log [ HA] = -log [H3O+] [ A- ]
pero : [H3O+] = [ A- ]
luego:
- log Ka + -log [ HA] = -log [H3O+]2 = 2 pH
pH = 1/2 p Ka - 1/2 log [HA]
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Base débil:
B + H2O BH+(ac)
+ OH- (ac)
[BH+] [OH--] Kb = / - log
[B]
pero : [BH+] = [ OH- ]
luego:
- log Kb + -log [ B] = -log [ OH2 = 2 pOH
pOH = 1/2 p Kb - 1/2 log [B]
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ACIDOS POLIPROTIDOS: Poseen mas de un átomo de hidro-geno disociable. Ej. Acido sulfuroso, H2SO3
H2SO3(ac) H+(ac) + H2SO3
-(ac) Ka1 = 1.7 x 10-2
HSO3-(ac) H+
(ac) + SO3-2
(ac) Ka2 = 6.4 x 10-8
CONSTANTES DE DISOCIACION: Se conocen como Ka1 y Ka2
donde el subíndice numérico indica el protón especifico que se disocia. CUAL CONSTANTE ES MAYOR: Para el acido sulfuroso la primeraconstante es mucho mayor.
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CUANTO MAYOR ES Ka1 QUE Ka2 : Haciendo un sencillo calculoy considerando solo los exponentes 10-2/10-8 = 106, esto significa que el primer protón es un millón de veces mas acido que el segundo protón
PORQUE Ka1 ES MAYOR QUE Ka2: Las interacciones electrostáticas son mayores entre el protón y un anion que entre un H+ y unamolécula sin carga
NORMA: Siempre es mas fácil extraer el primer protón de un acidopoliprotido que el segundo.
ANALOGIA: Para un acido con tres protones, será mas fácil extraerel segundo protón que el tercero. Para un acido del tipo HnX, el protón n-1, será mas fácil de extraer que n.
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pH Ca (OH)2 SATURADO O LECHADA DE CAL
Solubilidad Ca (OH)2 = 1,58 g/L
Molaridad Ca (OH)2 = 1,58 / 74 = 0,021 M
Ca (OH)2 Ca2+ + 2OH-
0,021 moles 0,021 2. 0,021 moles
pOH = - log (2. 0,021) = 1,38 pH = 12,62
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pH ACIDO FOSFORICO 50% P/V
H3PO4 50% P/V = 500 g H3PO4 / L
M = 500 / 98 = 5,1 M
H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- pKa1 = 2,12
H2PO4- + H2O H3O+ + HPO4
2- pKa2 = 7,21
HPO42- + H2O H3O+ + PO4
3- pKa3 = 12,32
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pH = - log [H3O+]
[H3O+] [H2PO4- ]
Ka1 =
[H3PO4]
pH = 1/2 p Ka1 - 1/2 log [H3PO4]
pH = 1/2 2,12 - 1/2 log 5,1
pH = 0,6
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SOLUCIONES BUFFER
Definición:Solución reguladora de pH
Composición:Acido débil mas sal base conjugadaBase débil mas sal ácido conjugado
Porque ácido o base débil:Por la capacidad de la sal del ácido (base) deaceptar (ceder) protones.
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CH3COOH + H2O H3O+(ac)
+ CH3COO- (ac)
1.- Presencia de CH3COO- inhibe la disociación del ácido. Principio de Le Chatelier.
2.- Ion CH3COO- es un aceptor de protones.
3.- CH3COOH es un dador de protones.
a.-
Composición del buffer:
CH3COOH + CH3COONa Acido Base
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b.- NH4OH (ac) NH4+
(ac) + OH-
(ac)
1.- Presencia de NH4+ inhibe la disociación de la
base. Principio de Le Chatelier.
2.- Ion NH4+ es un dador de protones
NH4+ (ac) + H2O NH3
(ac)
+ H3O+(ac)
3.- NH4OH es un aceptor de protones
NH4OH (ac) + H+ NH4+
(ac) + H2O
(ac)
Composición del buffer:NH4OH + NH4ClBase Acido
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Sistema tampón ácido:[ HA] : Acido débil [ NaA] :Sal sódica del ácido débil
HA (ac) H+
(ac) + A- (ac)
NaA (ac) Na+ (ac) + A-
(ac)
[H+] [A-] Ka =
[HA] [A-] = [Acido] + [sal] [A-] = [H+]
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[H+] [A-]
Ka = [HA]
[A-] = [Acido] + [sal] [A-] = [H+] Ka [HA]
[H+] = / -log
[A-] [A-]pH = pKa + log [HA]
Luego:
[Sal-]pH = pKa + log [Acido]
En general: Ecuación de Henderson-Hasselbach
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Sistema tampón básico:BOH : base débil BCl : sal de base débil (cloruro)
BOH(ac) B+(ac)
+ OH-(ac)
BCl(ac) B+(ac)
+ Cl-(ac)
[B+] [OH-] Kb =
[BOH]
[B+] = [Base] + [sal] [B+] = [OH-]
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[B+] Kb
[OH-] = / log [BOH]
[B+]pOH = pKb + log [BOH]
Luego:
[Sal]pOH = pKb + log [Base]
En general: Ecuación de Henderson-Hasselbach
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Rango de actividad de los buffers:
Acido 1 10Razón [Sal] / [Acido] = y 10 1 10pH = pKa + log = pKa + 1 1 1pH = pKa + log = pKa - 1 10
pH = pKa + 1