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Capítulo 18: Equilibrio ácido-base

Capítulo 18: Equilibrio ácido-base. 18.1 Los ácidos y las bases en agua 18.2 Autoionización del agua y la escala de pH 18.3 Transferencia de protones y la definición ácido-base de Brønsted-Lowry 18.4 Resolución de problemas que implican equilibrios ácido débil

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Capítulo 18: Equilibrio ácido-base

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  1. Capítulo 18: Equilibrio ácido-base 18.1 Los ácidos y las bases en agua 18.2 Autoionización del agua y la escala de pH 18.3 Transferencia de protones y la definición ácido-base de Brønsted-Lowry 18.4 Resolución de problemas que implican equilibrios ácido débil 18.5 Bases débiles y su relación con los ácidos débiles 18.6 Propiedades moleculares y fuerza ácida 18.7 Propiedades ácido-base de soluciones salinas 18.8 Generalización del concepto de Brønsted-Lowry: El efecto de nivelación 18.9 Donación del par electrónico y la definición ácido-base de Lewis

  2. Usos de algunos ácidos y bases comunes 18.1 Algunos ácidos y bases comunes y sus usos en el hogar Sustancia Fórmula Uso Ácidos Acido acético (vinagre) CH3COOH (o HC2H3O2) Saborizante, conservador Ácido cítrico H3C6H5O7Saborizante Ácido fosfórico H3PO4 Removedor de óxido Ácido bórico B(OH)3 (o H3BO3) Anticéptico suave; insecticida Sales de aluminio NaAl(SO4)2·12H2O En polvos para hornear, con carbonato ácido de sodio Ácido clorhídrico HCl Limpiador de azulejos, de (ácido muriático) cerámica y ladrillos Bases Hidróxido de sodio (sosa) NaOH Limpia hornos, destapa caños Amoniaco NH3 Limpiador casero Carbonato de sodio Na2CO3 Suavizante de agua, removedor de grasa Carbonato ácido NaHCO3 Extintor de fuego, agente esponjante en mezclas de pastel (bicarbonato de sodio), antiácido suave Fosfato de sodio Na3PO4 Limpiador para superficie antes de pintar o tapizar Tabla 18.1 (p. 773)

  3. La naturaleza del protón hidratado Fig. 18.2

  4. Definición clásica ácido-base (Arrhenius) Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y se disocia en agua para producir iones hidronio: H3O+ Una base es una sustancia que contiene grupos hidroxilo y se disocia en agua para producir: OH– Neutralización es la reacción de un ion H+ (H3O+) de un ácido y el ion OH– de una base para formar agua, H2O. La reacción de neutralización es exotérmica y libera aproximadamente 56 kJ por mol de ácido y base. H+(ac) + OH–(ac) H2O(l) H0reac. = –55.9 kJ

  5. Antes de la asociación Después de la asociación Extensión de disociación para ácidos fuertes y débiles Número relativo de moles A Ácido fuerte: HA(ac) + H2O(l)  H3O+(ac) + A–(ac) B Ácido débil: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac) Fig. 18.3

  6. La constante de disociación de los ácidos (Ka) Los ácidos fuertes se disocian completamente en sus iones en agua: HA(g o l) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac) En una solución diluida de un ácido fuerte, virtualmente no hay moléculas de HA: [H3O+] = [HA]inic o [HA]eq = 0 [H3O+][A–] Qc = en equilibrio, Qc = Kc >> 1 [HA][H2O] Por ej., el ácido nítrico: HNO3 (l) + H2O(l) H3O+(ac) + NO3–(ac) Los ácidos débiles se disocian muy ligeramente en sus iones en agua: HA(ac) + H2O(ac) H3O+(ac) + A–(ac) En una solución diluida de un ácido débil, la mayoría de las moléculas de HA no se disocian: [H3O+] << [HA]inic o [HA]eq = [HA]inic [H3O+][A–] Qc = en equilibrio, Qc = Kc << 1 [HA][H2O]

  7. Reacción de zinc con un ácido fuerte y un ácido débil Fig. 18.4

  8. El significado deKa, la constante de disociación del ácido Para la ionización de un ácido, HA: HA(aqc) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac) [H3O+] [A–] Como la concentración de agua es alta y no cambia significativamente durante la reacción, su valor es absorbido en la constante. Kc = [HA] [H2O] Por tanto: [H3O+] [A-] A mayor fuerza del ácido, mayor es la [H3O+] en el equilibrio, y mayor es laKa: Kc = [HA] Ácido más fuertealta [H3O+] mayorKa Para un ácido débil con unaKarelativamente alta (~10-2 ), una solución 1 Mtiene ~10% de las moléculas de HA disociadas. Para un ácido débil con unaKamoderada (~10-5 ), una solución 1 Mtiene ~ 0.3% de las moléculas de HA disociadas. Para un ácido débil con unaKarelativamente baja (~10-10 ), una solución 1 Mtiene ~ 0.001% de las moléculas de HA disociadas.

  9. Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos Tabla 18.2 Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC. Nombre (fórmula) Estructura de Lewis* Ka Ácido yódico (HIO3) Ácido cloroso (HClO2) Ácido nitroso (HNO2) Ácido fluorhídrico (HF) Ácido fórmico (HCOOH) Ácido benzoico (C6H5COOH) Ácido acético (CH3 COOH) Ácido propanoico (CH3CH2COOH) Ácido hipocloroso (HClO) Ácido hipobromoso (HBrO) Ácido cianhídrico (HCN) Fenol (C6H5OH) Ácido hipoyodoso (HIO) FUERZA ÁCIDA * El tipo rojo indica el protón ionizable; las estructuras tienen carga formal cero. (pág. 777)

  10. Clasificación de la fuerza relativa de ácidos y bases (1) Ácidos fuertes. Hay dos tipos de ácidos fuertes: 1. Los hidrácidos HCl, HBr y HI. 2. Los oxiácidos en los cuales el número de átomos de O excede el número de átomos de H ionizables por dos o más, como HNO3, H2SO4 y HClO4. Ácidos débiles. Hay muchos más ácidos débiles que fuertes. Los cuatro tipos con ejemplos, son: 1. El hidrácido HF. 2. Aquellos ácidos en los cuales en H no está unido al O o al halógeno, como HCN y H2S. 3. Oxiácidos en los cuales el número de átomo de O igualan o exceden uno el número de átomos de H ionizables, como HClO, HNO2 y H3PO4. 4. Los ácidos orgánicos (fórmula general RCOOH), como el CH3COOH y C6H5COOH.

  11. Clasificación de la fuerza relativa de ácidos y bases (1) Bases fuertes. Compuestos solubles que contienen iones de O2– o OH– son bases fuertes. Los cationes son usualmente aquellos de los metales más activos: 1. M2O o MOH, donde M = metales del grupo 1A(1) (Li, Na, K, Rb, Cs) 2. MO o M(OH)2, donde M = metales del grupo 2A(2) (Ca, Sr, Ba) [MgO y Mg(OH)2 son sólo ligeramente solubles, pero la porción soluble se disocia completamente.] Bases débiles. Muchos compuestos con nitrógeno rico en electrones son bases (no son bases de Arrhenius). La característica común en la estructura es un átomo de N que tiene un par de electrones libre en su estructura de Lewis. 1. Amoniaco (NH3) 2. Aminas (fórmula general RNH2, R2NH, R3N), como la CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N y C5H5N : : : : : : : :

  12. Autoionización del agua H2O(l) + H2O(l) H3O+ + OH– [H3O+][OH–] Kc = [H2O]2 El ion producto del agua, Kw: Kc[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH–] = 1.0 x 10–14 (a 25°C) Para agua pura las concentraciones de iones H3O+ y OH– deben ser iguales: [H3O+] = [OH–] = 1.0 x 10–14 = 1.0 x 10–7M (a 25°C) 1000g/L La molaridad del agua pura es: = 55.5 M 18.02 g/mol

  13. Carácter ácido-base y la escala pH En soluciones ácidas, los protones que son liberados en la solución no quedarán solos debido a su gran densidad de carga positiva y tamaño pequeño. Éstos serán atraídos a los electrones cargados negativamente en los átomos de oxígeno en agua, para formar iones hidronio. H+(ac) + H2O(l) = H3O+(l) [H+] = [H3O+] Para manejar variaciones muy grandes en las concentraciones del ion H en soluciones acuosas se usa la escala de pH, que consiste en: pH = –log[H3O+] ¿Cuál es el pH de una solución que es 10–12M en ion hidronio? pH = –log[H3O+] = (–1)log 10–12 = (–1)(–12) = 12 ¿Cuál es el pH de una solución que es 7.3 x 10–9 M en H3O+? pH = –log(7.3 x 10–9) = –1(log 7.3 + log 10–9) = –1[(0.863)+(–9)] = 8.14 pH de una solución neutra = 7.00 pH de una solución ácida < 7.00 pH de una solución básica > 7.00

  14. Los valores de pH de algunas soluciones acuosas familiares NaOh 1 M (14) Lejía (13.0) Amoniaco casero (11.9) Leche de magnesia (10.5) MÁS BÁSICO Solución detergente (10) Agua de mar (7.0-8.3) Sangre (7.4) [H3O+] NEUTRO KW Leche (6.4) [OH–] = Orina (4.8-7.5) [H3O+] Agua de lluvia sin contaminar (5.6) [OH–] Cerveza (4.0-4.5) Vinagre (2.4-3.4) MÁS ÁCIDO [H3O+]> [OH–] [H3O+]< [OH–] Jugo de limón (2.2-2.4) Ácido estomacal (1.0-3.0) solución ácida solución neutra HCl 1 M (0.0) solución básica [H3O+] = [OH–] Fig. 18.5

  15. Tabla 18.3 (pág. 781) La relación entre Ka y pKa Nombre del ácido (Fórmula) Ka a 25oC pKa Ion sulfato ácido (HSO4–) 1.02 x 10–2 1.991 Ácido nitroso (HNO2) 7.1 x 10–4 3.15 Ácido acético (CH3COOH) 1.8 x 10–5 4.74 Ácido hipobromoso (HBrO) 2.3 x 10–9 8.64 Fenol (C6H5OH) 1.0 x 10-10 10.00

  16. Relaciones entre [H3O+], pH, [OH–] y pOH MÁS BÁSICO BÁSICO NEUTRO MÁS ÁCIDO ÁCIDO Fig. 18.6

  17. Cálculo de [H3O+], pH, [OH–] y pOH Problema: Un químico diluye ácido clorhídrico concentrado para hacer dos soluciones: a) 3.0 M y b) 0.0024 M. Calcular [H3O+], pH, [OH–] y pOH de las dos soluciones a 25°C. Plan: Sabemos que el ácido clorhídrico es un ácido fuerte, entonces se disocia completamente en agua; por tanto, [H3O+] = [HCl]inic.. Se usa [H3O+] para calcular la [OH–], el pH y pOH. Solución: a) [H3O+] = 3.0 MpH = –log[H3O+] = –log(3.0) = –0.477 Kw [H3O+] 1 x 10–14 [OH–] = = = 3.333 x 10–15M 3.0 pOH = –log(3.333 x 10–15) = 15.000 – 0.477 = 14.523 b) [H3O+] = 0.0024 M pH = –log[H3O+] = –log(0.0024) = 2.62 Kw [H3O+] 1 x 10–14 [OH–] = = = 4.167 x 10–10M 0.0024 pOH = –log(4.167 x 10–10) = 10.000 – 0.6198 = 9.38

  18. Métodos para medir el pH de una solución acuosa a) Papel indicador de pH b) Electrodos de un medidor de pH Fig. 18.7

  19. Definición ácido-base de Brønsted-Lowry Un ácido es un donador de protones, cualquier especie que dona un ion H+. Un ácido debe contener H en su fórmula; por ejemplo, HNO3 y H2PO4–. Todos los ácidos de Arrhenius son ácidos de Brønsted-Lowry. Una base es un aceptor de protones, cualquier especie que acepta un ion H+. Una base debe contener un par de electrones libres unidos al ion H+; algunos ejemplos son NH3, CO32–, F – y OH–. Las bases de Brønsted-Lowry no son bases de Arrhenius, pero todas las bases de Arrhenius contienen la base OH– de Brønsted-Lowry. Por tanto, desde la perspectiva de Brønsted-Lowry, una de las especies dona un protón y la otra especie lo acepta: una reacción ácido-base es proceso de transferencia de electrones. Los ácidos donan un protón al agua Las bases aceptan un protón del agua

  20. Reacción ácido-base de Brønsted-Lowry Pares libres (ácido, donador H+) (base, aceptor H+) (base, aceptor H+) (ácido, donador H+) Fig. 18.8

  21. Tabla 18.4 (pág.785) Los pares conjugados de algunas reacciones ácido-base Par conjugado Ácido + Base Base + Ácido Par conjugado Reacción 1 HF + H2O F– + H3O+ Reacción 2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN Reacción 3 NH4+ + CO32– NH3 + HCO3– Reacción 4 H2PO4– + OH– HPO42– + H2O Reacción 5 H2SO4 + N2H5+ HSO4– + N2H62+ Reacción 6 HPO42– + SO32– PO43– + HSO3–

  22. Identificación de pares conjugados ácido-base Problema: Las siguientes reacciones químicas son importantes en procesos industriales. Identifique los pares conjugados ácido-base. a) HSO4–(ac) + CN–(ac) SO42–(ac) + HCN(ac) b) ClO–(ac) + H2O(l) HClO(aqc) + OH–(ac) c) S2–(ac) + H2O(ac) HS–(aqc) + OH–(ac) Plan: Para encontrar los pares conjugados, encontramos las especies que donan un H+ y las especies que lo aceptan. El ácido (o base) a la izquierda se convierte en su base conjugada (o ácido) a la derecha. Solución: a) El protón es transferido del sulfato al cianuro, por tanto: HSO4–(ac)/SO42–(ac)y CN–(ac)/HCN(ac ) son los pares ácido-base. b) El agua cede un protón al anión hipoclorito, por tanto: ClO–(ac)/HClO(ac)y H2O(l) / OH–(ac ) son los pares ácido-base. c) Uno de los protones de agua se transfiere al ion sulfuro, por tanto: S2–(ac)/HS–(ac)y H2O(l)/OH–(ac) son los pares ácido-base.

  23. ÁCIDO BASE Fuerza de pares conjugados ácido-base Casi nulo Fuerte FUERZA BÁSICA FUERZA ÁCIDA Débil Débil Fuerte Casi nulo Fig. 18.9

  24. Resolución de problemas de equilibrios ácido débil (1) Hay dos tipos generales de problemas de equilibrio que implican ácidos débiles y sus bases conjugadas: 1. Dadas las concentraciones de equilibrio, encontrar Ka. 2. Dada la Ka y alguna información de concentración, encontrar las otras concentraciones de equilibrio. El método de resolución del problema 1. Escriba la ecuación balanceada y la expresión de Ka; esto le dirá lo que quiere encontrar. 2. Defina x como la concentración desconocida que cambia durante la reacción. Frecuentemente, x = [HA]disoc., la concentración de HA que se disocia, la cual, mediante el establecimiento de ciertas suposiciones, [H3O+] y [A–] también son iguales en el equilibrio. 3. Construya una tabla de reacción que incorpore las incógnitas. 4. Haga suposiciones para simplificar el cálculo, usually generalmente que x es muy pequeña con respecto a la concentración inicial.

  25. Resolución de problemas de equilibrios ácido débil (2) 5. Sustituya los valores en la expresión de Ka y despeje x. 6. Revise que las suposiciones sean justificadas. Aplicamos la regla del 5%; si el valor de x es mayor que 5% del valor con el que se le compara, debe usarse la fórmula cuadrática para encontar x. El sistema de notación. La concentración molar de cada especie se muestra entre corchetes alrededor de las especies de interés. Los corchetes que no tienen subíndice se refieren a las concentraciones molares de la especie en equilibrio. Las suposiciones. Dos suposiciones clave para simplificar la aritmética son: 1. La [H3O+] de la autoionización del agua es insignificante. De hecho, la presencia de ácido en solución impedirá la autoionización del agua, lo que ocasionará que sea menos importante. 2. Un ácido débil tiene una Ka pequeña. Por tanto, se disocia en una medida tan pequeña que podemos despreciar el cambio en su concentración para encontrar su concentración en el equilibrio.

  26. Determinación de la Ka de un ácido débil a partir del pH de su solución (1) Problema: El ácido hipocloroso, un ácido débil, se forma en soluciones blanqueadoras. Si el pH de una solución 0.12 M de HClO es 4.19, ¿cuál es el valor de la Ka de este ácido débil. Plan: Con la [HClO]inicial y el pH conocidos, podremos encontrar la [H3O+] y, por tanto, la concentración del ion hipoclorito; entonces escribimos la reacción y la expresión para Ka y resolvemos directamente. Solución: Cálculo de [H3O+] : [H3O+] = 10–pH = 10–4.19 = 6.46 x 10–5M Concentración (M) HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO–(ac) Inicial 0.12 ---- 1 x 10–7 ---- Cambio –x ---- +x +x Equilibrio 0.12 – x ---- x + < 1 x 10–7x Suposiciones: [H3O+] = [H3O+]HClO como HClO es un ácido débil, suponemos 0.12 M – x = 0.12 M

  27. Determinación de la Ka de un ácido débil a partir del pH de su solución (2) HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO–(ac) x = [H3O+] = [HClO] = 6.46 x 10–5M [H3O+] [ClO–] (6.46 x 10–5M) (6.46 x 10–5M) Ka = = = 348 x 10–10 [HClO] 0.12 M Ka = 3.48 x 10–8 En los libros de texto aparece copmo: 3.5 x 10–8 Revisión: 1 x 10–7M 1. Para [H3O+]del agua : x 100 = 0.0155% La suposición es correcta 6.46 x 10–5M 6.46 x 10–5 M 2. Para [HClO]disoc : x 100 = 5.38 x 10–4 % 0.12 M

  28. Determinación de concentraciones a partir de Ka y la [HA] inicial Problema: El ácido hipocloroso es un ácido débil usado enblanqueadores. ¿Cuál es la [H3O+] de una solución 0.125 M HClO? Ka = 3.5 x 10–8 Plan: Debe hallarse [H3O+]. Se escribe primero la ecuación balanceada y la expresión para Ka y despejamos para la concentración del ion hidronio. Solución: HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO–(ac) [H3O+] [ClO–] Ka = = 3.5 x 10–8 [HClO] Concentración (M) HClO H2O H3O+ ClO– Inicial 0.125 ---- 0 0 Cambio –x ---- +x +x Equilibrio 0.125 – x ---- xx sea 0.125 – x = 0.125 (x)(x) Ka = = 3.5 x 10-8 0.125–x x2 = 0.4375 x 10–8x = 0.661 x 10–4

  29. La disociación paso a paso del ácido fosfórico El ácido fosfórico es un ácido débil y normalmente sólo cede un protón en solución, pero cederá los tres cuando reacciona con una base fuerte con calor. La constante de ionización se obtriene por comparación. H3PO4 (ac) + H2O(l) H2PO4–(ac) + H3O+(ac) H2PO4–(ac) + H2O(l) HPO42–(ac) + H3O+(ac) HPO42–(ac) + H2O(l) PO43-(ac) + H3O+(ac) H3PO4 (ac) + 3 H2O(l) PO43–(ac) + 3 H3O+(ac)

  30. Tabla 18.5Valores sucesivos de Ka para algunos ácidos polipróticos a 25oC Nombre (fórmula) Estructura de Lewis* Ácido oxálico (H2C2O4) Ácido fosforoso (H3PO3) Ácido sulfuroso (H2SO3) Ácido fosfórico (H3PO4) Ácido arsénico (H3AsO4) FUERZA ÁCIDA Ácido cítrico (H3C6H5O7) Ácido carbónico (H2CO3) Ácido sufhídrico (H2S) * La letra roja indica los protones ionizables. (pág. 792)

  31. Determinación del pH a partir de Kb y la [B] inicial (1) Problema: El amoniaco se usa comúnmente como agente limpiador doméstico y es una base débil, con Kb de 1.8 x 10-5. ¿Cuál es el pH de una solución 1.5 M NH3? Plan: El amoniaco reacciona con agua para formar [OH–], así se calcula la [H3O+] y el pH. La ecuación balanceada y la expresión de Kb son: NH3 (ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH–(ac) [NH4+] [OH–] Kb = [NH3] Concentración (M) NH3 H2O NH4+ OH– Inicial 1.5 ---- 0 0 Cambio –x ---- +x +x Equilibrio 1.5 – x ---- xx haciendo la suposición: como Kb es pequeño: 1.5 M – x = 1.5 M

  32. Determinación del pH a partir de Kb y la [B] inicial (2) Sustituyendo el la expresión de Kb y despejando x: [NH4+] [OH–] (x)(x) Kb = = = 1.8 x 10–5 1.5 [NH3] x2 = 2.7 x 10–5 = 27 x 10–6 x = 5.20 x 10–3 = [OH–] = [NH4+] Cálculo del pH: Kw 1.0 x 10–14 [H3O+] = = = 1.92 x 10–12 5.20 x 10-3 [OH–] pH = –log[H3O+] = –log (1.92 x 10–12) = 12.000 – 0.283 pH = 11.72

  33. La relación entre Ka y Kb de un par conjugado ácido-base Ácido HA + H2O H3O+ + A– Base A– + H2O HA + OH– 2 H2O H3O+ + OH– [H3O+] [A–] [HA] [OH–] [H3O+] [OH–] = x [HA] [A–] Kw = Ka x Kb Ka = 4.5 x 10–4 Ka x Kb = (4.5 x 10–4)(2.2 x 10–11) = 9.9 x 10–15 Para HNO2 o ~ 10 x 10–15 = 1 x 10–14 = Kw Kb = 2.2 x 10–11

  34. Determinación del pH de una solución de A– (1) Problema: El cianuro de sodio en agua puede producir una solución básica. ¿Cuál es el pH de una solución 0.25 M del NaCN? Ka de HCN = 4.0 x 10–10 Plan: Debemos encontrar el pH de una solución del ion cianuro, CN–, que actúa como una base en agua: CN–(ac) + H2O(l) HCN(ac) + OH–(ac) [HCN] [OH–] Kb = [CN–] Solución: Haciendo la tabla de reacción: Concentración (M) CN– H2O HCN OH– Inicial 0.25 ---- 0 0 Cambio –x ---- +x +x Equilibrio 0.25 – x ---- xx

  35. Kw 1.0 x 10–14 [H3O+] = = = 4.00 x 10–12 [OH-] 2.50 x 10–3 Determinación del pH de una solución de A– (2) Despejando para Kb: Kw 1.0 x 10–14 Kb = = = 2.5 x 10–5 Ka 4.0 x 10–10 Bajo el sigiente supuesto: Como Kb es pequeña, 0.25 M – x = 0.25 M Sustituyendo en la expresión para Kb y despejando para x: [HCN] [OH–] (x)(x) Kb = = 2.5 x 10–5 = 0.25 [CN–] x = 2.50 x 10–3 = [OH–] x2 = 6.25 x 10–6 despejando para el pH: pH = –log[H3O+] = –log(4.00 x 10–12) = 12.000 – 0.602 = 11.40

  36. Al aumentar la electronegatividad, aumenta la acidez El efecto de las propiedades atómicas y moleculares sobre la acidez de hidruros no metálicos Al disminuir la fuerza de enlace, aumenta la acidez Fig. 18.11

  37. Fuerzas relativas de los oxiácidos Fig. 18.12

  38. Tabla 18.7 (pág. 801) Valores de Ka de algunos iones metálicos hidratados a 25oC Ion Ka Fe3+ (ac) 6 x 10–3 Sn2+ (ac) 4 x 10–4 Cr3+ (ac) 1 x 10–4 Al3+ (ac) 1 x 10–5 Be2+ (ac) 4 x 10–6 Cu2+ (ac) 3 x 10–8 Pb2+ (ac) 3 x 10–8 Zn2+ (ac) 1 x 10–9 Co2+ (ac) 2 x 10–10 Ni2+ (ac) 1 x 10–10

  39. El comportamiento ácido del ion hidratado Al3+ Densidad electrónica El H2O cercana actúa como una base dirigida hacia el Fig. 18.13

  40. El comportamiento de las sales en agua Tabla 18.8 El comportamiento de las sales en agua Solución salina Naturaleza Ion que reacciona (ejemplos) pH de los iones con agua Neutra Ninguno Catión de una base fuerte Anión de un ácido fuerte Catión de una base débil Anión de un ácido fuerte Catión pequeño, altamente cargado Anión de un ácido fuerte Catión de una base fuerte Anión de un ácido débil Ácida Catión Ácida Catión Básica Anión (pág. 803)

  41. Predicción de la acidez relativa de soluciones salinas Problema: Determinar si una solución acuosa de nitrito de hierro(III), Fe(NO2)3, es ácida, básica o neutra. Plan: La fórmula consiste del catión Fe3+ pequeño, altamente cargado y por tanto débilmente ácido y el anión NO2– débilmente básico del ácido débil HNO2. Para determinar la acidez relativa de la solución, escribimos primero las ecuaciones que muestran las reacciones de los iones con agua, y luego encontramos Ka y Kb de los iones para ver cuál ion reacciona más. Solución: Escribimos las reacciones con agua: Fe(H2O)63+(ac) + H2O(l) Fe(H2O)5OH2+(ac) + H3O+(ac) NO2–(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH–(ac) Obtenemos Ka y Kb de los iones: para Fe3+(ac)Ka = 6 x 10–3. Para NO2–(ac), Kb obtenemos: Kw 1.0 x 10–14 Kb de NO2– = = = 1.4 x 10–11 Ejemplo 18.12 (pág. 804) Ka de HNO2 7.1 x 10–4 Como la Ka de Fe3+ > Kb de NO2-, la solución es ácida.

  42. Donación del par electrónico y la definición ácido-base de Lewis La definición ácido-base de Lewis: Una base es cualquier specie que dona un par de electrones. Un ácido es cualquier specie que acepta un par de electrones. Los protones actúan como ácidos de Lewis al aceptar un par de electrones donado por una base: .. B + H+ B H+ El producto de cualquier reacción ácido-base de Lewis se denomina aducto, una especie única que contiene un nuevo enlace covalente: Una base de Lewis es un par de electrones para donar Una ácido de Lewis es un orbital vacío

  43. Cationes metálicos como ácidos de Lewis M2+ + 4 H2O(l) M(H2O)42+ Los iones metálicos pueden aceptar pares de electrones de las moléculas del agua para formar complejos. Un ejemplo es el níquel, que forma un aducto con agua para formar un complejo hexahidratado: Ni2+ + 6 H2O(l) Ni(H2O)62+(ac) El amoniaco es una base más fuerte que el agua porque desplaza agua de un ion hidratado cuando se adiciona amoniaco acuoso: Ni(H2O)62+(ac) + 6 NH3 (ac) Ni(NH3)62+(ac) + 6 H2O(ac) Muchas biomoléculas esenciales son aductos de Lewis con iones metálicos centrales. La clorofila es un aducto de Lewis de un ion central Mg2+. La vitamina B12 tiene una estructura similar con un ion central Co3+, como sucede con la heme, con un ion central de Fe2+. Otros metales como Zn2+, Mo2+ y Cu2+ están enlazados al sitio activo de las enzimas y participan en la acción catalítica virtualmente por su acidez de Lewis.

  44. El ion Mg2+ como un ácido de Lewis en la molécula de clorofila Fig. 18.14

  45. Identificación de ácidos y bases de Lewis Problema: Identificar los ácidos y bases de Lewis en las reacciones: a) F– + BF3 BF4– b) Co2+ + 6 H2O Co(H2O)62+ c) NH3 + H+ NH4+ Plan: Examinamos las fórmulas para ver cuál especie acepta el par de electrones (ácido de Lewis) y cuál lo dona (base de Lewis) en las reacciones. Solution: a) El BF3 acepta un par de electrones del ion floruro. BF3 es el ácido y F– es la base. b) El ion Co2+ acepta los pares de electrones de las moléculas de agua. Co2+ es el ácido y H2O es la base. c) El ion H+ acepta el par de electrones de la molécula del amoniaco. H+ es el ácido y el agua es la base.

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