Acidos y Bases De
-
Upload
gabriela-romero-romero -
Category
Documents
-
view
68 -
download
0
Transcript of Acidos y Bases De
M. en C. Leopoldo Castro Caballero
ACIDOS Y BASES DE
BRÖNSTED-LOWRY
Ácido. Cualquier sustancia que actúa como dadora de
protones.
Base. Cualquier sustancia que actúa como aceptora de
protones
Las definiciones no hacen referencia al entorno en el que
se produce la transferencia e los protones, por lo que se
aplican en fase gaseosa y en cualquier disolvente.
• Ejemplo de Ácido
HF (g) + H2O (l) H3O + (aq) + F –(aq)
• Ejemplo de Base
HF (g) + NH3 (aq) NH4 +
(aq) + F –(aq)
• El agua como ejemplo de sustancia anfotera
H2O (l) + NH3 (aq) OH- (aq) + NH4 +
(aq)
H2S (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + HS –(aq)
CONSTANTES DE VELOCIDAD DE REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE PROTÓN A 25º C.
Reacción K/ (L mol-1s-1)
K/ (L mol-1s-1)
H3O + (aq) + OH- (aq) H2O (l) + H2O (l) 1.4 x 10 11 2.5 x 10 5
H3O + (aq) + SO4
-2 HSO4-1 + H2O (l) 1 x 10 11 7 x 107
H3O + (aq) + NH3 (aq) NH4
+ (aq) + H2O (l) 4.3 x 1010 8.4 x 10 5
OH- (aq) + NH4 +
(aq) H2O (l) + NH3 (aq) 3.4 x 10 10 6 x 10 5
ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS
Acido 1 + Base 2 Base 1 + Ácido 2
Ejemplo
H3O + (aq) + SO4
-2 HSO4-1 + H2O (l)
FUERZA DE LOS ÁCIDOS DE BRÖNSTED
La fuerza de un ácido de Brönsted en disolución se
expresa por su constante de acidez (constante de
ionización ácida) Ka, que es la constante de transferencia
de protón entre el ácido y el agua.
Cuando no se requiere una precisión termodinámica,
tenemos:
Ka = [H3O+] [A-]
[HA]
Ka = a (H3O+) a (A-)
a (HA) a(H2O)
La transferencia de protón del agua actuando como ácido
de Brönsted se describe mediante la constante de
autoprotólisis Kw.
Kw = [H3O+] [A- ]
Es conveniente expresarlas mediante sus logaritmos en
base 10. Por lo que a 25º C pKw = 14.
H3O + (aq) + OH- (aq) H2O (l) + H2O (l)
• Las sustancias con:
pKa < 0 corresponden a Ka > 1
Si Ka >>>1 se clasifican como Ácidos Fuertes.
• Las sustancias pKa > 0 corresponden a Ka < 1 y se
clasifican como Ácidos Débiles
• Las bases conjugadas de los ácidos fuertes son bases
débiles
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Estos ácidos son especies que pueden donar más de un
protón, por ejemplo H2A, hay dos cesiones sucesivas de
protón y dos constantes de acidez.:
H2A (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + HA –(aq)
Ka1 = [H3O+] [A-]
[HA]
HA (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + A 2–
(aq)
Ka2 = [H3O+] [A2-]
[HA-]
La segunda constante de acidez, Ka2, es casi siempre
menor que Ka1.
En oxoácidos en los que dos grupos OH están unidos al
mismo átomo pKa2 es típicamente unas 5 unidades
mayor que pKa1, correspondiendo a una disminución de la
constante de equilibrio en un factor de 10-5
• Discriminación en agua.
Cualquier ácido más fuerte que el H3O + en agua cede un
protón y forma H3O + . En consecuencia, ningún ácido
que sea significativamente más fuerte que H3O + puede
sobrevivir en agua..
• Discriminación en disolventes no acuosos.
El intervalo en el que se pueden discriminar las fuerzas
ácidas o básicas en un disolvente dado, esta relacionado
con la constante de autoprotólisis del disolvente.
VARIACIONES PERIÓDICAS DE LA ACIDEZ DE
BRÖNSTED.
La clase más amplia de ácidos en agua es la de los que
ceden protones de un grupo –OH unido a un átomo
central. Un protón de esta clase, susceptible de ser
cedido, se llama protón ácido para distinguirlo de otros
protones que puedan estar presentes en la molécula.
Hay que considerar tres clases de ácidos con grupos
hidroxilos:
1. Acua-ácidos, en los que el protón acídico esta en una
molécula de agua coordinada a un ión metálico central:
E (OH2)aq + H2O (l) [E(OH)]- (aq) + H3O+ (aq)
Ejemplo:
[Fe (H2O)6 ]3+ aq + H2O (l) [Fe (H2O)5(OH)]+2
aq + H3O+
(aq)
2. Hidroxoácidos, en los que el protón ácido esta en un
grupo hidroxilo sin que haya un grupo oxo (=O)
vecino.
Ejemplo: Si (OH)4 que es importante en la formación
de minerales.
3, Oxoácidos, en los que el protón acídico esta en un
grupo hidroxilo con un grupo oxo unido al mismo
átomo.
Ejemplo: El Ácido Sulfúrico O2S(OH)2
Se puede considerar que las tres clases de ácidos son
etapas sucesivas de la desprotonación de un acua-ácido
. -2H+ - H+
H2O – E – OH2 HO – E – OH 2- HO – E = O 3-
Acua-ácido hidroxoácido oxoácido
Los acua-ácidos son característicos de átomos centrales
con números de oxidación bajos, de los metales s y p y de
los metales de la parte izquierda del bloque p. Los
oxoácidos se encuentran cuando el átomo central tiene un
número de oxidación alto. Además, un elemento de la parte
derecha del bloque p en uno de sus estado de oxidación
intermedios puede producir oxoácido
Variaciones periódicas
de la fuerza de los
acua-ácidos
La tendencia típica es
que la fuerza de los
acua-ácidos aumente al
aumentar la carga
positiva del ión metálico
central y disminuir el
radio iónico.
REGLAS DE PAULING
Las fuerzas ácidas observadas para los oxoácidos mononucleares se pueden sistematizar utilizando dos reglas empíricas ideadas por Linus Pauling.
1. Para un oxoácido de fórmula OpE(OH)q , pKa = 8 -- 5p
2. En los ácidos polipróticos ( q > 1 ), los valores
sucesivos de pKa aumentan en 5 unidades por cada
protón transferido.
Anomalías estructurales
Una aplicación interesante de las de Pauling es la detección
de anomalías estructurales.
Por ejemplo el ácido Carbónico, OC(OH)2 , suele darse un
valor de pKa1 = 6.4, pero las reglas predicen pka1 = 3.
El valor de pKa1 = 1.8 para el Ácido sulfuroso H2SO3
sugiere la presencia de otra anomalía.
ÓXIDOS ANHIDROS.
Se han tratado los oxoácidos como derivados de la
desprotonación de acua-ácidos. Es también útil adoptar el
punto de vista opuesto y considerar que los acua-ácidos y
oxoácidos se obtienen por la hidratación de los óxidos del
elemento central. Este método pone de relieve las
propiedades ácidas y básicas de los óxidos y su relación
con la posición del elemento en la Tabla Periódica.
• Óxido ácido
CO2 (g) + H2O [OC(OH)2](aq)
[OC(OH)2] (aq) + H2O [O2C(OH)]-(aq) + H3O
+(aq)
• Óxido básico
CaO (S) + H2O(l) Ca 2+ (aq) + 2OH-(aq)
La interpretación equivalente en este caso es que un
óxido báscio reacciona con un ácido.
CaO (S) + 2 H+(aq) Ca 2+ (aq) + H2O(l)
ANFOTERISMO
Un óxido anfotero es un óxido que reacciona con los ácidos y
con las bases. Por ejemplo:
Al2O3(s) + 6 H3O+ (aq) + 3H2O (l) 2[Al(OH2)6]
3+(aq)
Al2O3(s) + 2 OH- (aq) + 3H2O (l) 2[Al(OH)4]-(aq)
REGIÓN ÁCIDA
1 2 13 14 15 16 17
Be
Al
Ga Ge As
In Sn Sb
Pb Bi
REGIÓN BÁSICA