Material Examen 3 (resumen ácido-base)(Chem 106)

• Ácidos


  Son agrios, picantes y cambian el papel tornasol azul a rosa
• Bases


  Son amargas, resbalosas al tacto y cambian el papel tornasol rosa a azul
• Ácido (Teoría de Arrhenius)


  Especie química que en solución acuosa aumenta la concentración del ion hidronio, H3O+, representado en forma simplificada como H+

  
• Base (Teoría de Arrhenius)


  Especie química que en solución acuosa aumenta la concentración del ion hidróxido (OH-)

  
• Ácido (Teoría de Bronsted)


  Especie química que dona protones (H+)
• Base (Teoría de Bronsted)


  Especie química que acepta protones (H+)
• Pares conjugados ácido-base (Teoría de Bronsted)


  • HCl y Cl-, H2O y H3O+
  • NH3 y NH4+, H2O y OH-

  
• Ácido (Teoría de Lewis)


  Especie química que tiene orbitales vacíos y acepta un par de electrones
• Base (Teoría de Lewis)


  Especie química que dona un par de electrones
• Formación de H3O+ (Teoría de Lewis)


  • H+ + H2O → H3O+
• Formación de NH4+ (Teoría de Lewis)


  • H+ + NH3 → NH4+
• Formación de BF4- (Teoría de Lewis)


  • F- + BF3 → BF4-
• Autoionización de agua


  H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
• Kw


  Constante de autoionización de agua, con un valor de 1.0 x 10-14 a 25°C
• En agua pura, [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M
• Tipos de soluciones


  • Solución neutral
  • Solución ácida
  • Solución básica
• pH


  • log [H+]
• pOH


  • log [OH-]
• pH + pOH


  = 14
• Cálculo de [H3O+], [OH-], pH y pOH


  • Solución 0.020 M HCl
  • Solución 3.0 x 10-3 M NaOH
  • Solución con pH = 4.7
• Tipos de ácidos y bases


  • Ácidos fuertes
  • Ácidos débiles
  • Bases fuertes
  • Bases débiles
• Mientras más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada y vice-versa
• En una solución acuosa, el ácido más fuerte que puede existir es H3O+ y la base más fuerte es OH-
• Ácidos binarios (H-X)


  • Su fortaleza depende de la polaridad del enlace H-X y del tamaño de X
• Cl-


  &%' es la base más fuerte porque proviene del ácido más débil, HC2H3O2; HCl es ácido fuerte
• Soluciones acuosas


  Equilibrio 2H2O ⇌ H3O+ + OH-
• En una solución acuosa, el ácido más fuerte que puede existir es H3O+ y la base más fuerte es OH-. Esto se conoce como efecto nivelador

  
• HCN + H2O ⇌ H3O+ + CN-


  Todo ácido en solución acuosa nivela su fortaleza al ion H3O+
• CH3NH2 + H2O ⇌ &%$% + OH-


  Toda base nivela su fortaleza al ion OH-

  
• Ácidos binarios (ácidos tipo H-X)


  • Su fortaleza depende de la polaridad del enlace H-X y el tamaño de X
• En un mismo periodo, la electronegatividad de X aumenta de izquierda a derecha y la polaridad de H-X aumenta


  Ejemplo: HF > H2O > H3N
• En un mismo grupo en la Tabla Periódica, el tamaño de X aumenta de arriba hacia abajo, la fortaleza del enlace H-X disminuye y la fortaleza ácida aumenta


  Ejemplos: HI > HBr > HCl > HF, H2Te > H2Se > H2S > H2O
• Oxi-ácidos


  • Tienen la estructura general H-O-Y, la fortaleza ácida aumenta al aumentar la electronegatividad de Y
• Mientras más átomos de oxígeno estén unidos a Y, más fuerte es el ácido


  Ejemplos: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO, H2SO4 > H2SO3, H3PO4 > H3PO3
• Ácidos polipróticos


  • Se ionizan en etapas, la primera ionización es mayor que la segunda, la segunda mayor que la tercera, etc.

  
• Equilibrio en sistemas de ácidos débiles (HA + H2O ⇌ H3O+ + A-)


  Expresión de la constante de ionización Ka = [H3O+][A-]/[HA]

  
• Mientras más pequeño es el valor de Ka, más débil es el ácido y vice-versa
• Si el porcentaje de ionización es mayor que 20%, la aproximación [H3O+] = √(Ka*Ca) no es válida y se resuelve la ecuación cuadrática
• Porcentaje de ionización = ([H3O+]/Ca)*100
• Para ácidos polipróticos, la primera ionización es la mayor y la que contribuye principalmente a la [H3O+]