Equilibrio Acido-Base I

Equilibrio Acido-Base I

1. Reaccion Reversible

   • al inicio
     • la reaccion procede hacia formacion productos
   • tan pronto se forman algunas moleculas producto
   • comienza el proceso inverso
     • estas moleculas reaccionan y forman moleculas de reactivo

2. Equilibrio Quimico

   • es proceso dinamico
   • se alcanza
     • cuando V reaccion directa = V reaccion inversa
     • concentraciones netas reactivos y productos permanecen constantes

3. Ley de Accion de Masas

   • para una reaccion reversible en equilibrio y T° cte
     • una relacion determinada de reactivos y productos
       • tiene valor constante = K
   • K (constante de equilibrio)
     • aA+bB-->cC+dD
       • K=[C]*c. [D]*d / [A]*a. [B]*b
         • donde a,b,c,d son coef estequiometricos
     • su magnitud indica reaccion es favorable hacia productos o reactivos
       • K>>1
         • equilibrio desplaza derecha
           • favorecera productos
       • K<<1
         • equilibrio desplaza izquierda
           • favorecera reactivos

4. Acidos y Bases Bronsted-Lowry

   • es mejor definicion para estudio equilibrios en disolucion
   • Acido
     • especie capaz ceder H+
   • Base
     • especie capaz aceptar H+
   • todo acido tiene su base conjugada
     • con la que esta en equilibrio
   • toda base tiene su acido conjugado
     • con el que esta en equilibrio
   • para que un acido se pueda transformar en su base conjugada
     • tiene que haber otro sistema acido-base
       • al que pueda ceder sus H+
         • asi se tiene reaccion acido-base
           • asi una disolucion HCl es una reaccion acido-base
             • ClH+ H2O ---> Cl- + H3O
   • bajo concepto Bronsted-Lowry acidos y bases pueden ser moleculas, cationes o aniones
     • Especies Moleculares Acidas
       • son tradicionalmente considerados como acidos
         • tienen proton ionizable en su molecula
           • ClO4H + H2O --> ClO4- + H3O+
           • AcH + H2O --><--Ac- + H3O+
     • Cationes Acidos
       • la mayoria de cationes sencillos (sobre todo metales transicion)
         • (NO3)3Fe+H2O-&gt; NO3- + Fe+3 Fe+3 + H2O ---&gt; [Fe(H2O)6]+3 [Fe(OH)6]+3 + H2O --&gt; [Fe(H2O)5(OH)]+2 + H3O+ las soluciones de estas sales dejan medio acido Metales de Transicion: se forma enlace covalente M-O del agua. con esto O-H se debilita y puede perder H+ actuando asi como acido bronsted.
         • actuan como acido aceptando OH- del H2O
           • Fe+3 + H2O --><-- Fe(OH)+2 + H3O+
           • Ni+2 + H2O --><-- Ni(OH)+ + H3O+
       • otros cationes no sencillos
         • NH4+ + H2O --><-- NH3 + H3O+
       • simultaneamente con reaccion acido-base se puede producir reaccion precipitacion
         • en este caso Sn hidroliza
         • Sn+2 + H2O --><-- Sn(OH)2(ppdo) + H3O+
     • Aniones Acidos
       • especies intermedias acidos poliproticos
         • HSO4- + H2O ---><--- SO4(-2) + H3O+
         • HCO3- + H2O --> CO3(-2) + H3O+
     • Especies Moleculares Basicas
       • amoniaco y muchas aminas
         • NH3 + H2O --> NH4+ + OH-
     • Aniones Basicos
       • la mayoria aniones pueden comportarse como base
         • S-(2) + H2O --><-- SH- + OH-
         • AsO4(-3) + H2O ---><-- HAsO4(-2) + OH-
     • Cationes Basicos
       • los cationes sencillos no pueden comportarse como bases
         • es mas importante su comportamiento como acidos
       • ej cation comporta como base
         • Pb(OH)+ + H3O --><--- Pb+2 + H2O
     • Especies Anfoteras
       • las especies intermedias de acidos poliproticos en su reaccion con agua
       • HCO3- + H2O --> CO3H2 + OH-
         • base
       • HCO3- + H2O --> CO3(-2) + H3O+
         • acido

5. Pb(OH)2

   • hidroxido anfotero
   • base debil
   • poco soluble en agua
   • forming Pb+2
     • under weakly acidic conditions
       • Pb(OH)2 + ClH --> Cl2Pb+H2O
   • under progressively alkaline conditions forms
     • Pb(OH)+ / Pb(OH)2 / Pb(OH)3(1)- /Pb(OH)4(-2)
   • Pb(OH)4(-2) + Na+ ---> Pb(OH)4Na (plumbito)
   • Pb+2 hidrolizes
     • Pb+2 + H2O --><--- Pb(OH)+ + H3O

6. Fuerza de Acidos y Bases

   • fuerza especie como acido o como base
     • es medida con la que se produce su Reaccion Acido-Base con disolvente
   • Acidos
     • en disolvente agua
       • un acido es mas fuerte cuanto mas desplazada este la reaccion
         • AH + H2O --><-- A- + H3O+
     • Constante de Disociacion del Acido (Ka)
       • medida del desplazamiento de reaccion
       • Ka= [A-] . [H3O] / [AH].[H2O]
       • valor alto
         • acido fuerte
           • reacciona facil/ con agua cediendo H+
       • valor bajo
         • acido debil
           • cede dificil/ H+ al agua
   • Bases
     • en disolvente agua
       • la fuerza con capta H+ del agua
         • A- + H2O --><--- AH + OH-
     • Kb
       • valor bajo
         • base debil
       • valor alto
         • base fuerte
   • a un acido/base fuerte
     • le corresponde base/acido conjugada debil
   • a un acido/base debil
     • le corresponde base/acido conjugada fuerte
   • EN DISOLVENTES DISTINTOS DEL AGUA
     • el caracter acido o basico de una especie
       • se puede modificar
         • la reaccion acido-base con disolvente
           • depende caracter acido-base del disolvente
     • Disolvente mas Acido que agua
       • todos acidos seran mas debiles
         • por tienen dificultad cederle H+ al disolvente
       • todas bases seran mas fuertes
         • el disolvente les cede mas facil/ H+
           • ClNa+SO4HNa ---> SO4Na2 + ClH(g)
     • Disolvente mas Basico que agua
       • todos acidos seran mas fuertes
       • todas bases seran mas debiles
   • Caracter Acido-Base de una especie
     • depende
       • de la especie
       • caracter acido-basico del disolvente
       • dilucion
   • pK
     • pKa=-log Ka
     • pKb=-log Kb
     • formula para tener numeros mas faciles con los cuales trabajar
     • un valor alto
       • mas debil
         • y viceversa

7. Autoprotolisis del Agua

   • cuando reacciona consigo misma en proceso acido-base
     • H2O+H2O --><-- H3O+ + OH-
   • tambien se puede representar
     • H2O--><--OH- + H+
   • Kw
     • constante del producto ionico del agua
     • constante equilibrio de disociacion del agua
     • Kw= [OH-].[H+] / [H2O]
       • una fraccion muy pequeña del H2O esta ionizada. [H2O] permanece practicamente constante
         • Kw.[H2O] = [OH-].[H+]
     • Kw=[OH-].[H+]
     • Kw a 25°C = 1.10*(-14)
       • aumenta lijeramente con T°
       • agua esta muy poco disociada
         • se comporta como acido y base debil
   • en agua pura
     • [H+]=[OH-] = 1.10*(-7) mol/L
       • medio neutro
         • [OH-]=[H+]
           • 1.10*(-7)
       • medio acido
         • [H+]>[OH-]
           • [H+]>1.10*(-7)
       • medio basico
         • [OH-]>[H+]
           • [OH-]>1.10*(-7)

8. Concepto de pH

   • es una definicion para tener numeros convenientes para trabajar
   • pH= -log[H+]= 1/[H+]
     • expresa concentracion H+
   • pOH= -log[OH-]=1/[OH-]
     • expresa concentracion OH-
   • en la expresion
     • Kw=[H+].[OH-]=1.10*(-14)
       • aplicando log y cambiando signos
         • pH+pOH=14
   • medio acido
     • pH<7
       • pOH>7
   • medio basico
     • pH>7
       • pOH<7
   • medio neutro
     • pH=7
       • pOH=7

9. Sistemas Acido-Base (calculo [ ] en el equilibrio)

   • ACIDOS FUERTES
     • son aquellos que
       • su reaccion con agua esta totalmente desplazada
       • se disocian totalmente
         • no quedando en disolucion especie molecular
           • solamente los iones
       • Ke >>>1
     • CASOS
       • Acido Concentrado
         • la [H+] aportada por acido es mucho mayor que la aportada por H2O
           • [H+] =Ca
       • Acido con Acidez semejante H2O
         • los H+ aportados por acido y el agua son significativos
           • 10-6M-10-8M
         • [H+]= Ca/2 + &Ca*2+Kw
       • Acido muy diluido
         • la acidez se debe solo al agua
         • la exesiva dilucion hace que no se comporte como tal
     • AH---->A- + H+
       • equilibrio del agua
         • Kw=10*(-14)=[H+].[OH-]
       • balance de masa
         • Ca =[A-]
       • balance de cargas
         • los H+ totales
           • [H+]=[A-]+Kw/[H+]
       • H2O--><--OH- + H+
   • ACIDOS DEBILES (monoproticos)
     • AH --><--A- + H+
       • Ka=[A-].[H+]/[AH]
     • balance masas
       • Ca=[AH]+[A-]
     • balance cargas
       • [H+]=[A-]+[OH-]
     • Ecuacion General
       • [H+]= Ca.Ka/Ka+[H+] + Kw/[H+]
     • Casos
       • Acido muy debil y/o diluido
         • acidez aportada por acido es insignificante
           • acidez dada autoprotolisis del agua
         • [H+]=&Kw
       • Acido Concentrado
         • la acidez esta dada por acido
           • la acidez aportada por agua es insignificante
         • [H+]=Ca.Ka/Ka+[H+]
           • como [H+] >>>Ka
             • [H*]=&Ca.Ka
     • H2O--><--OH- + H+
       • Kw=[H+].[OH-]
   • BASES DEBILES
     • idem acidos debiles
   • BASES FUERTES
     • igual acidos fuertes

10. Electrolitos

    • sustancia que cuando se disuleve en agua
      • forma disolucion que conduce electricidad
    • Fuertes
      • el soluto se disocia 100% en sus iones
    • Debiles
      • sustacias no ionizan por completo

11. Efecto del Ion Comun

    • desplazamiento del equilibrio causado por adicion compuesto
      • que tiene ion comun con sustancia disuelta
    • la prescencia de ion comun
      • suprime ionizacion acidos y bases debiles
    • si disolucion acido acetico le agregamos acetato de sodio
      • AcNa ---> Ac- + Na+
      • AcH--><--Ac- + H+
      • el ion comun (Ac-) desplaza equilibrio hacia la izquierda
        • disminuye [H+]
    • influye en pH disolucion
    • pH= pKa + log ( [base conjugada]/[acido])
      • ecuacion henderson-hasselbalch

12. Buffer

    • disolucion de 1) un acido debil o una base debil y 2) su sal
    • tiene capacidad resistir cambios pH
      • cuando se agregan pequeñas cantidades de acido o base
    • la capacidad amortiguadora
      • depende cantidad buffer que tenga la solucion
        • mas buffer
          • mayor capacidad amortiguadora
    • [H+]=Ka.[acido]/[sal]
    • [OH]=Kb.[base]/[sal]
    • ej: sistema AcH/AcNa
      • si añade acido
        • Ac- + H+ ---> AcH
      • si añade base
        • AcH + OH- ---> AcNa + H2O
    • Preparacion
      • selecciona acido debil con pKa cercano pH deseado
      • reemplazar los valores en ec Henderson- Hasselbalch
      • despejando y aplicando antilogaritmo
      • dar una proporcion molar
        • ej: 1,5 1,5 mol acido + 1 mol sal