16.S: Equilibrios ácido-base (resumen)

16.1: Ácidos y bases: una breve revisión

     
• los ácidos tienen un sabor agrio y tornan rojo el papel tornasol

     

• las bases tienen un sabor amargo y se sienten resbaladizas

     

• Svante Arrhenius (1859-1927)

     

• Ácidos asociados con H ⁺ iones

     

• Bases asociadas con OH ^– iones

     

• La solución es ácida si [H ⁺ ]> [OH ^– ]

     

• La solución es básica si [OH ^– ]> [H ⁺ ]

 

16.3: La autoionización del agua

     
• autoionización del agua – disociación de H ₂ moléculas de O a H ⁺ y OH ^– iones

     

• a temperatura ambiente solo 1 de cada 10 ⁹ las moléculas están ionizadas

     

• excluir el agua de las expresiones de equilibrio que involucran soluciones acuosas

     

• constante de producto iónico

     

• k _w = k [H ₂ O] = [H ⁺ ] [OH ^– ] = 1,0 x 10 [ 19459008] -14 (a 25 ° C)

     

• la solución es neutral cuando [H ⁺ ] = [OH ^– ]

     La solución

• es ácida cuando [H ⁺ ]> [OH ^– ]

     La solución

• es básica cuando [H ⁺ ] <[OH ^– ]

 

16.3.1 El protón en el agua

     
• H ⁺ ion es un protón sin electrones de valencia

     

• H ⁺ ion reacciona con H ₂ Molécula O para formar H ₃ O ⁺ , ion hidronio

     

• H ₃ O ⁺ ión puede unirse con otras moléculas de H ₂ O para formar iones de hidrógeno hidratados

     

• H ⁺ y H ₃ O ⁺ se usan indistintamente

 

16.5: Ácidos y bases fuertes

ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes

16.5.1 Ácidos fuertes

ácidos monopróticos más fuertes

     
• HCl, HBr, HI, HNO ₃ , HclO ₃ , HclO ₄ y diprótico H ₂ SO ₄

     

• Para una concentración fuerte de ácido monoprótico de [H ⁺ ] es igual a la concentración original del ácido

 

16.5.2 Bases fuertes

     
• las bases fuertes más comunes son los hidróxidos iónicos de metales alcalinos y los metales alcalinotérreos más pesados ​​

     

• disociación completa

 

16.6: Ácidos débiles

     
• (HA _ {(aq)} + H_2O _ {(l)} a H_3O ^ + + A ^ -_ {(aq)} )

     

• (HA _ {(aq)} a H ^ + _ {(aq)} + A ^ -_ {(aq)} )

     

• (K_a = frac {[H ^ +] [A ^ -]} {[HA]} )

     

• K _a = ácido – constante de disociación

     

• La cerveza la K _a más fuerte es el ácido

     

• K _a generalmente menos de 10 ^-3

 

16.6.1 Cálculo del pH para soluciones de ácidos débiles

     
• 1) escribir el equilibrio de ionización

     

• 2) escribe la expresión de equilibrio

     

• 3) I.C.E. Mesa

     

• 4) sustituir las concentraciones de equilibrio en la expresión de equilibrio
       
           
  • porcentaje de ionización = fracción de moléculas de ácido débil que se ionizan * 100%

           

  • en ácidos débiles [H ⁺ ] es una pequeña fracción de la concentración de ácido

           El

  • porcentaje de ionización depende de la temperatura, la identidad del ácido y la concentración

           

  • a medida que disminuye el porcentaje de ionización, aumenta la concentración

       

       

 

16.6.2 Ácidos polipróticos

     
• más de un átomo de H ionizable

     

• es más fácil eliminar el primer protón que el segundo

     

• Las constantes de disociación ácida son K _a1 , K _a2 , etc.

     

• K _a los valores generalmente difieren en 10 ³

 

16.7: Bases débiles

     
• constante de disociación base, K _b

     

• equilibrio en el que la base reacciona con H ₂ O para formar un ácido conjugado y OH ^–

     

• contiene 1 o más pares de electrones solitarios

 

16.7.1 Tipos de bases débiles

     
• las bases débiles tienen NH ₃ y aniones de ácidos débiles

 

16.8: Relación entre K _a y K _b

     
• cuando se suman dos reacciones juntas, entonces la constante de equilibrio de la tercera reacción es igual al producto de las constantes de equilibrio de las reacciones agregadas

     

• reacción 1 + reacción 2 = reacción 3

     

• K ₁ x K ₂ = K ₃

     

• K _a x K _b = [H ⁺ ] [OH ^– ] = K _w

     

• La constante de disociación ácida multiplicada por la constante de disociación base es igual a la constante del producto iónico para el agua

     

• K _a x K _b = K _w = 1,0 x 10 ^-14

     

• pK _a x pK _b = pK _w = 14; (pK _a = -log K _a y pK _b = -log K _b )

 

16.9: Propiedades ácido-base de las soluciones salinas

     
• hidrólisis: iones que reaccionan con el agua para producir H ⁺ y OH ^– iones

     

• los aniones de ácidos débiles reaccionan con el agua para producir OH ^– iones que es básico

     

• los aniones de ácidos fuertes no son básicos y no influyen en el pH

     

• los aniones que tienen protones ionizables son anfóteros

     

• el comportamiento depende de K _a y K _b

     

• todos los cationes, excepto los de metales alcalinos y tierra alcalina más pesada (Ca ²⁺ , Sr ²⁺ y Ba ²⁺ ) son ácidos débiles en el agua

     

• los cationes de metales alcalinos y alcalinotérreos no se hidrolizan

     

• no afecta el pH

     

• fortalezas de ácidos y bases de sales

     

• 1) sales derivadas de ácidos y bases fuertes
       
           
  • sin hidrólisis y la solución tiene un pH de 7

       

       

     

• 2) sales derivadas de base fuerte y ácido débil
       
           
  • base conjugada fuerte

           

  • anión hidroliza y produce OH ^– iones

           

  • el catión no se hidroliza

           

  • pH mayor que 7

       

       

     

• 3) sales derivadas de bases débiles y ácidos fuertes
       
           
  • catión es ácido conjugado fuerte

           

  • el catión se hidroliza para producir H ⁺

           

  • el anión no se hidroliza

           La solución

  • tiene un pH inferior a 7

       

       

     

• 4) sales derivadas de ácidos y bases débiles
       
           
  • tanto el catión como el anión se hidrolizan

           

  • El pH depende de la extensión de la hidrólisis de cada ion]

       

       

 

16.10: Comportamiento ácido-base y estructura química

16.10.1 Factores que afectan la fuerza ácida

     
• la fuerza del ácido depende de:
       
           
  • 1) polaridad del enlace H-X

           

  • 2) resistencia del enlace H-X

           

  • 3) estabilidad de la base conjugada, X ^–

       

       

     

• la molécula transferirá protones si el enlace H-X está polarizado

     

• en hidruros iónicos H ^– actúa como aceptor de protones debido a la carga negativa

     

• los enlaces no polares no producen soluciones ácidas ni básicas

     

• los enlaces fuertes se disociaron menos fácilmente que los enlaces débiles

     

• cuanto mayor es la estabilidad de la base conjugada, más fuerte es el ácido]

 

16.10.2 Hidruros binarios

     
• los hidruros metálicos son básicos o no tienen propiedades ácido-base en el agua

     

• los hidruros no metálicos pueden estar entre no tener propiedades ácido-base o ser ácidos

     

• en cada grupo de elementos no metálicos, la acidez aumenta con el aumento del número atómico
       
           
  • las fuerzas de enlace disminuyen a medida que el átomo central se hace más grande y la superposición de los orbitales se hace más pequeña

       

       

 

16.10.3 Oxiácidos

     
• enlace Y-O-H

     

• Oxiácidos – tienen OH unido al átomo central

     

• Base si está unida a un metal porque un par de electrones compartidos entre Y-O se transfiere completamente a O
       
           
  • Se forma un compuesto iónico con OH ^–

       

       

     

• Cuando se une al no metal, el enlace es covalente y los compuestos son ácidos o neutros

     

• A medida que aumenta la electronegatividad de Y, la acidez también aumenta
       
           
  • El enlace O-H se vuelve más polar

           

  • La base conjugada generalmente aumenta el anión y la estabilidad a medida que aumenta la electronegatividad de Y

       

       

     

• Relacionando las concentraciones de ácido de los oxiácidos con la electronegatividad de Y y el número de grupos unidos a Y
       
           
  • 1) mismo número de átomos de oxígeno, la fuerza del ácido aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central

           

  • 2) mismo átomo central Y, la fuerza del ácido aumenta al aumentar el número de átomos de oxígeno unidos al átomo central
             
                 
    • la acidez aumenta a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central

             

             

       

       

 

16.10.4 Ácidos carboxílicos

     
• grupo carboxilo – COOH

     

• comportamiento ácido de los ácidos carboxílicos
       
           
  • El átomo de oxígeno de adición en el grupo carboxilo dibuja la densidad del enlace O-H que aumenta la polaridad

           

  • el ion base conjugado tiene formas de resonancia

           

  • la acidez aumenta a medida que aumenta el número de átomos electronegativos en el ácido

       

       

 

16.11: ácidos y bases de Lewis

     
• Acido de Lewis – aceptor de pares de electrones

     

• Base de Lewis – donante de par de electrones

     

• Cualquier base de Br o nsted-Lowry es una base de Lewis

     

• Los ácidos de Lewis contienen al menos un átomo con un octeto incompleto

 

16.11.1 Hidrólisis de iones metálicos

     
• hidratación – atracción de iones metálicos a las moléculas de agua
       
           
  • el ion metálico actúa como ácido de Lewis

           

  • molécula de agua actúa como base de Lewis

           

  • densidad de electrones extraída del átomo de oxígeno a la molécula de agua

           

  • El enlace O-H se polariza más

       

       

     

• Para reacciones de hidrólisis, K _a aumenta al aumentar la carga y disminuir el radio de iones