Ph w6

INTEGRANTES EQUIPO

León Sanchez Rocío Caudillo Ramóm Mendez Lopéz Oscar Monroy Ramírez

DEFINICIÓN DE pH. La concentración de iones H+ indica el grado de acidez, o basicidad, de una disolución acuosa a 250 C; sin embargo el uso de exponentes no es sencillo y hace difícil su manejo. Por lo anterior en 1908 el bioquímico danés Sören Peter Lauritz Sörensen (Havrebjerg9.1.1868, Copenhague 12.2.1939) propuso que en lugar de concentraciones de ion H+ se usaran sus logaritmos negativos y que este índice logarítmico se representara por el símbolo pH p=potencia). hoy es común llamarlo pH (potencial de hidrogeno).La definición original de Sörensen establece que:

pH= -log[H+] = log 1/ [H+]

Esta definición matemática solo es valida únicamente para condiciones muy diluidas donde los iones H+ no se afectan entre sí ni por la presencia de otros iones.

CONCEPTO DE pH El pH es un índice logarítmico del grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa. Este índice es logarítmico por que se expresa mediante un exponente(en base 10) que es fácil de manejar.

En el modelo de Bronsted-Lowry las reacciones ácido- base son un intercabio molecular de iones H+ del ácido mas fuerte a la base más fuerte en la cualel agua puede tener la siguientes funciones.

1) Una molecula del disolvente puede actuar como un aceptor de iones H+que cede un ácido HCL + H2 O ácido base 2) Una molecula de agua puede donar un ion H+ a otra.

H3 O+ + CL-

H2O + H2O

H3O+ + OH-

3) Una molecula de agua puede donar un ion H+ a una base para formar OH—

H2O + NH

NH4 + + OH-

4)Las moléculas de agua pueden transportar los iones H+ del ácido hasta la base.

Podemos considerar como referencia la disociación de cualquier ácido, sin embargo, nos conviene usar como patrón la reacción de disociación del agua hemos visto que se disocian en iones H+ y en iones OH- los cuales estan en equilibrio H2O + H2O

H3O+ + OH-

La expresión de la constante de equilibrio de la disociación del agua es:

Keq=

[H3O+] [OH-] [H2O]

Experimentalmente se mide que la concentración de los iones H+ y OH- en el agua pura es 1 x 10-7 mol/L. [H3O]=[OH] =1X 10-7 mol/L (a 25 0 ) En la ecuación de equilibrio se juntan los términos constantes ( Keq y [H2o] y se obtiene una nueva constante del ,producto íonico del agua Kw Kw = Keq [H2O] = [H+] [OH-]

Kw = [H+][OH-]=[1X10-7][1X10-7] Kw =[1x10-14](a 250C) Y experimentalmente sabemos que la concentración de moles de agua es de 55.3 mol / L La constante de equilibrio del agua es KW =

[H3O+][OH-]

= 1.18X10-16

[H2O] Si la disolucion tiene una concentración mayor de iones H+ que el agua pura se llama solución ácida. Como Kw =[H+][OH-] es constante el aumento de H+ implica una disminución de OH-. Una solucion que tiene menor concentración de H+ que el agua pura se llama solución básica. La disolución se hace básica si agregas una base al agua, se forma (OH-) según la reacción BH+ + OH-

B + H2O En resumen: Una disolución es ácida si [H+] > 10-7 mol/L

y

[OH-] < 10-7 mol/L

y

[OH-] =10-7 mol/L

y

[OH-] >10-7 mol/

La disolución es neutra si: [H+] =10-7 mol/L Una disolución es básica si: [H+] <10-7 mol/L

FUNCION DEL pH EN ALGUNOS PROCESOS DE LA VIDA COTIDIANA. El valor del pH = 7 de una solución neutra no es arbitrario, sino deriva de la medición experimental del producto iónico del agua pura a 25° , el cual es un número entero.

El índice de la escala de pH es muy importante en procesos químicos,biólogicos,industriales y en general en la vida cotidiana. La diferencia entre la lluvia normal y la lluvia ácida sólo se expresa y se debe a través del pH. El pH no sólo sirve como índice del grado de contaminación del agua de lluvia y como diagnóstico para una enfermedad corporal, al medir el pH de la orina o de la sangre, sino además nos puede indicar el grado de contaminacion de un terreno.

EJEMPLO: Un terreno boscoso fértil tiene un ph ácido debido a la presencia de los ácidos húmicos, componente del humus,o tierra fértil. Cuando el terreno se desertifica, o destina como basurero o se ocupa como relleno sanitario, con el agua de lluvia infiltrada forma líquidos contaminantes denominados líxiviados que no sólo se difunden en el terreno modificando el ph sino llegan hasta el manto freáctico y lo contaminan afectando la fuente de agua utilizada por una población.

La modificación del ph del terreno lo hace alcalino y estéril como los desiertos. Paraa bajar el ph de un terreno desértico se agregan sustancias ligeramenteácidas como HH4SO4 (sulfato de amonio) , pero si el terreno es demasiado ácido, por acción de las bacterias , conviene agregarle una sustancia alcaina como CaO ( cal).

El control del ph en procesos químicos también llega a ser importante, por ejemplo la elaboración de cerveza en el microorganismo (saccharomyces) vive únicamente a ph ácido (ph =2 es acidófilo) .

EJEMPLO: ¿Qué consecuencias tiene usar un shampoo alcalino?

El cabello está constituido por grandes cadenas poliméricas a base de queratina, Cada cadena crece desde la raíz del cuero cabelludo ndentro de un folículo. El sebo. Secreción aceitosa de la glándula sebacea. Lubrica el cabello. Impide que se seque y de brillo natural. La acumulación de sebo hace que el cabello se sienta grasoso y sucio, la falta ,hace que se sienta seco y sea difícil de peinar.

Los champús cotidianos para adultos contienen un detergente aniónico como el dodecil sultato de sodio. Los shampoos para cabello grasoso tienen mayor concentración de este detergete que los de cabello norma. .

CH3-(CH2)10 -CH2- OSO3-Na+ (DODECIL SULFATO DE SODIO) Los champús para niños contienen un jabón anfótero , poco irritante a los ojos. Este jabón anfótero tienen una carga (+) y una carga (-) en la misma molécula ,por lo que reacciona tanto con ácidos como bases .No es tan alcalino como los detergentes anióniocos.

CH3-(CH2)10-NHE+-CH2-CH21-O (Jabón anfótero) El cabello por estar formado de queratina contiene tanto grupos ácidos como básicos. El cabello natural es ligeramente ácido. La mayoría de los champús tienen un ph entre 5 y 8. Un shampoo de ph muy alcalino, o muy ácido , puede dañar la estructura del cabello . El ph también afectala habilidad del champú para limpiar el cabello y dejarlo con un brillo natural. La superticie del cabello se llama cutícula y está constituida por escamas. El brillo del cabello depende de la cutícula externa, lacual refleja la luz dándole su billo propio.

Las consecuencias de usar un shampoo muy alcalino son:

*el cabello piuerde totalmente su grasa natural y se reseca, opaca , se vuelve difícíl de peinar. *el uso continuo daña la estructura del cabello maltratándolo. ¿Qué ocurriría si se altera el ph de la sangre bruscamente?

La escala de ph es logarítmica , no aritmética. Si dos soluciones difierten en una unidad de ph esto significa que uno tiene 10 veces la concentración de H+ de la otra. Por ejemplo.

Las bebidas de cola y vinagre tiene un ph de 7.4 .Esta diferencia de 4 unidades en la escala lde ph significa que el vinagre y las bebidas de cola contienen 10 000 veces la concentración de H+ de la sangre.

El ph afecta la estructura y actividad catalítica de macromoléculas biológicas como las enzimas .El ph de la orina y de la sangre sirme como criterio para diagnosticar enfermedades. El ph del plasma sanguíneo en individuos enfermos de diabetes aguda es menor que el valor normal de 7.4; esta condición se llama acidosis.

Cuando los mecanismos reguladores de ph fallan, o están sobrecargados , este valor puede caer a 6.8 o menos, lo que daña irreversiblemente a las células y produce la muerte .En otras enfermedades el ph de la sangre es mayor que el normal. Si la elevación es grande ( mayor de 7.8) el resultado es también la muerte.

Un cambio abrupto en el ph (incluso pequeño) afecta la actividad catalítica de las enzimas y puede modificar grandemente la velocidad de las reacciones catalizadas por las enzimas lo que provoca severos daños a las células e incluso la muerte. El control biológico del ph de las células y fluidos corporales como la sangre es de importancia fundamental en los aspectos del metabolismo y actividades celulares.

¿Qué relación hay entre ph y caries dental ?

El esmalte que cubre los dientes es un minertal llamado hidroxiapatita ( Ca10 (PO4) 6 (OH)2) .Este mineral , poco soluble en agua e s la sustancia más dura del cuerpo; y sin embargo los ácidos la disuelven según la reacción: Ca 10 (PO4) 6(OH)2+14H+

10Ca2+6H2(PO4)- + 2H2O

La placa que rodea a los dientes es una película delgada de azúcares producidos por las bacterias que viven en la boca. Las bacterias causantes de las caries se adhieren a esta placa y convierten el azúcar , de la placay de los dulces, en ácido láctico que disminuye el ph de la superficie dental a un valor menor de 5 con la consiguiente caries. Mientras más azúcar esté presente, más se reproducen las bacterias y más ácido producen.

El proceso inverso de la desmineralización o formación de caries se llama remineralización. En los niños, a pesar de que comen mucho dulce, el crecimiento del esmalte ocurre a una velocidad mayor que la desmineralización. Está demostrado que donde el agua contiene, de manera natural, 0.1 ppm de fluoruro los niños tienen menos caries. Los iones hidróxido del esmalte para dar la fluoroapatita: Ca10 (PO4)6(OH92+2F hidroxiapatita

Ca10(PO4)6F2+2OHfluoroapatita

La fluoroapatita es más dura y más densa que la hidroxiapatita y es unas 100 veces menos soluble en ácido.

Las pastas dentales contienen un surfactante como el lauril sulfato de sodio y un abrasivo como el hidrogenfosfato de calcio ( CaHPO4). Una pasta de dientes típica consta de un sólido (que actúa como abrasivo)en suspensión en un polialcohol como la glicerina. Sorbitol o propilenglicol, por medio de un agente emulsionante como el carboximetilaato de sódico de celulosa.

Una pasta de dientes típica consta de un sólido (que acdstúa como abrasivo ) en suspensión en un polialcohol como la glicerina, sorbitol o propilenglicol, por medio de un agente emulsionante como el carboximetilato sódico de celulosa. Las pasras comerciales contienen además una pequeña cantidad de deterggente aniónico (lauril sulfato de sodio) como espumante,edulcorantes como la sacarina (la endulzan) saborizantes como la menta (le dan sabor) colorantes artificiales (la hacen atractiva) y fluoruros (previenen caries).

Las bases de bicarbonato de sodio, en el alka-selt-zer y carbonato de calcio, en tums, y carbonato de sodio de la sal de uvas, reaccionan con los ácidos estomacales como sigue: H+ + NaHCO3 2H+ + Ca CO3 2H+ +Na2CO3

Na + + CO2 + H2O Ca +2 + CO2 + H2O 2Na+1 + CO2 +H2O

En estas tres reacciones el CO2 gaseoso se produce en el estomago al reaccionar el antiácido. Los otros antiácidos no generan gas; su reacción es la siguiente: 2H+ + Mg(OH)2 3H+ + Al( OH)3

Mg +2 + 2 H2O Al +3 + 3 H2O

El hidroxido de magnesio es el antiácido insoluble de actuación más rápida.

Aproximadamente un 10% del Mg +2 contenido en el hidróxido se absorbe enel intestino y el resto se elimina por las heces fecales.

Un buen antiácido debe disminuir rápidamente la acidez estomacal para dar un “alivio instantáneo” . Pero no debe neutralizarla completamente. Sila acidez estomacal se neutralizara, se detendría la digestión y las paredes del estómago comenzarían a segregar aún más jugo gástrico, condición llamada rebote ácido.

Los antiácidos pueden tener efectos colaterales. Los productos de hidróxido de magnesio y calcio a menudo producen constipación, mientras que los de hidróxido de magnesio pueden actuar como laxantes y producir diarrea. El bicarbonato de sodio se disuelve rápidamente en el estómago y da un alivio muy rápido, que se desvanece en unos cinco minutos.

SISTEMAS REGULADORES DEL Ph: solución amortiguadora ,buffer o tampon. ¿Cómo se protege la sangre, o un sistema químico, contra los cambios de Ph? El cuerpo se protege contra las variaciones bruscas de ph a través de los llamados buffers, tampones, o soluciones amortiguadoras de ph. La sangre y todos los fluidos corporales tienen su buffer.

Los buffers son sistemas acuosos que resisten los cambios de ph cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido o base. Se llama solución amortiguadora . o buffer, a la mezcla de un ácido débil (donador de hidrones) y su base conjugada (aceptor de hidrones) ; o a la mezcla de una base débil y su ácido conjugado.

El sistema del ácido débil (acético) y su base conjugada (acetato, base fuerte) si tiene poder amortiguador porque al añadir un ácido fuerte la base conjugada lo neutraliza disminuyendo proporcionalmente su concentración, por lo que la variación del ph es insignificante y no afecta al sistema. Si por el contrario añadimos una base fuerte, ahora el ácido débil (ácido acético ) lo neutraliza disminuyendo proporcionalmente su concentración por lo que nuevamente la variación del ph es insignificante.

La acción amortiguadora del buffer se basa en el principio de Le Chatelier.

Este principio establece que si un sistema en equilibrio se somete a un cambio dicho sistema responde con un nuevo equilibrio que lminimiza el cambio aplicado. El buffer desplaza su equilibrio para neutralizar el exceso de ácido o base agregados, razón por la cual el cambio de ph es mínimo.

ACIDOSIS : alteración del equilibrio ácido -base de los fluidos corporales El ph normal de la sangre es 7.4 y se mantiene dentro del intervalo de 6.8 a 7.8 debido al buffer de bicarbonado Si el ph cayera por debajo de 7.35 se presentaría una condición llamada acidosis; pero si aumentara más de 7.45 hay alcalosis.

Esta variación del ph puede tener origen metabólico, respiratorio o una ingestión excesiva de alimentos. La causa metabólica de la acidosis puede ser un riñón enfermo, que no elimina eficientemente los ácidos de la orina, haciendo que se acumulen en la sangre y baje el ph a pesar del amortiguador de bicarbonato (ácido carbónico)

TITULACIONES ÁCIDO FUERTE-BASE FUERTE

La reacción entre el HCl , un ácido fuerte y el NaOH , una base fuerte se puede representar por : NaOH + HCl

NaCl

+ H2O

o , en función de la ecuación iónica neta : H+ + OH-

H2O

Suponga que se agrega una disolución de NaOH 0.10 M ( desde una bureta) a un matraz Erlenmeyer que contiene 25 ml de HCl 0.10 M . Antes de agregar el NaOH , el ph de la disolución está dado por el - log (0.10), ó 1.00 . Cuando se agrega el NaOH , al principio el ph aumenta poco a poco . Cerca del punto de equivalencia , el ph comienza a aumentar más rápido y en el punto de equivalencia ( es decir , el punto en el cual esta reaccionando cantidades equimolares del ácido y de la base) , , la curva sube casi verticalmente . En una Titulación entre un ácido fuerte y una base fuerte , las concentraciones de los iones de hidrógeno e hidróxido son muy pequeñas en el punto de equivalencia ( alrededor de 1x 10-7 M ) ; por consiguiente , la adición de una sola gota de la base puede ocasionar un gran incremento de [OH- ] , y el ph de la disolución . Más allá del punto de equivalencia , el ph aumenta otra vez lentamente con la adición del NaOH. Es posible calcular el ph de la disolución en cada punto de la titulación . Aquí se muestran tres cálculos : 1. Después de la adición de 10.0 ml de NaOH 0.10 M a 25 ml de HCl 0.10 M

El volumen total de la disolución es 35 ml .El numero de moles de NaOH en 10.0 ml es : 10 ml x 0.10 mol NaOH 1 L NaOH

x

1 L = 1.0 x 10 -3mol 1000 ml

El número de moles de HCl presentes inicialmente en 25.0 ml de disolución es : 25 ml x 0.10 mol HCl 1 L de HCl

x 1 L = 2.5X10-3mol 1000ml

Entonces la cantidad de HCl que queda después de la neutralización parcial es (2.5x10-3 ) - (1.0x10-3 ) , ó 1.2x10-3 moles . A continuación , se calcula la concentración de los iones H+ que hay en 35 ml de la disolución : 35 ml 1L 1.5x10-3 mol HCl x 1000ml = 0.043 mol HCl / L = 0.043 M HClPor lo tanto [ H+ ] = 0.043 M , y el ph de la disolución es ph = - log 0.043 M = 1.37 2.- Después de la adición de 25 ml de NaOH 0.10 M a 25 ml de HCl 0.10 M Éste es un calculo simple porque implica una reacción de neutralización completa y la sal ( NaCl) no experimenta hidrólisis .

En el punto de equivalencia , [H+ ] = [ OH - ] , y el ph de la disolución es 7.003.- Después de la adición de 35 ml de NaOH 0.10 M a 25 ml HCl 0.10 M El volumen total de la disolución es ahora de 60 ml .El número de moles de NaOH agregado es :35 ml x 0.10 mol NaOH x 1000 ml = 3.5 x 10-3 mol 1 L NaOH 1 LEl número de moles de HCl en 25.0 ml de disolución es 2.5 x 10-3 . Después de la neutralización completa del HCl , la cantidad de NaOH que queda es ( 3.5 x 10-3 ) - ( ó 1.0 x 10-3 moles . La concentración de NaOH en 60 ml de disolución es : 1.0 x 10 -3 mol NaOH x 1000 ml = 0.017 mol NaOH / L 60 ml 1L = 0.017 M NaOHAsí [ OH - ] = 0.017 M y pOH = - log 0.017 = 1.77**************************************************************** **************************************INCRUSTAR****************** ***************************************** ******************************************************************** ******************************************************************** ******************************************************************** **

**********************(****************************** ************************************* ********************(************************** *************************************************** ********************************(************************** ******************************************************************** ******************************************************************** ******************************************************************** ********************************************** **INCRUSTAR******************* *************************************** *******************************************************************l , se tiene : _HCl + NH3

NH4

o simplemente : _H + + NH3

NH4 +

El pH en el punto de equivalencia es menor que 7 debido a la hidrólisis del ion NH4 + : _

NH 4 + + H2O

NH3

+ H3O

o en forma simple : _NH4 +

NH 3

+ H+

Debido a la volatilidad de la disolución acuosa del amoniaco , es más conveniente añadir ácido clorhidrico desde la bureta a l a disolución de

amoniaco . Las siguientes figuras muestran la titulación para este experimento y la otra figura la curva de la titulación para el caso en el que la base débil se agrega desde la bureta al HCl _ INCRUSTAR Excel.Sheet.5 ___ NOTA : Curvas de Titulación ácido fuerte-base débil a)Una disolución de HCl 0.10 M , se añade , por medio de una bureta a 25 ml de una disolución de NH3 0.10 M contenidos en un matraz Erlenmeyer ., b ) Una disolución de una base débil 0.10 M se añade por medio de una bureta a 25 ml de una disolución de HCl 0.10 M contenidos en un matraz Erlenmeyer . Debido a la hidrólisis de la sal , el pH en el punto de equivalencia es menor que 7 en ambos casos Otro ejemplo que se puede presentar es el siguiente , que a continuación se describe, • Calcule el pH en el punto de equivalencia cuando se titulan 25 ml de NH3 0.10 M con una disolución de HCl 0.10 M Respuesta La respuesta de neutralización se dio anteriormente .El número de moles de NH3 , en 25 ml de disolución 0.10 M es : 25 ml x

0.10 M NH3 1L NH3

x

1L 1000 ml

=

2.5 x 10 -3 mol

Dado que una mol de NH3 ( 1 mol de HCl , el número de moles de HCl que han reaccionado en el punto de equivalencia es también 2.5 x10 -3 moles . El número de moles de la sal (NH4Cl ) formada es : HCl

+

2.5 x10 -3 mol

NH3 2.5x10 -3 mol

(

NH4Cl 2.5 x 10-3 mol

El volumen total es de 50 ml , así que la concentración de NH4Cl es : [NH4Cl ] = 2.5 x 10 -3 mol x 1000 ml 50 ml 1L =.050 mol / L = 0.50 M .

El pH de la disolución en el punto de equivalencia está determinado por la hidrólisis de los iones NH4 + Paso 1 . Se escribe la ecuación de la hidrólisis del catión NH4+ , y la concentración equilibrio de NH3 , y de los iones H+ en mol / L se define como x N4+ Inicial ( M) Cambio (M) Equilibrio (M)

(

NH3

0.050 -x (.050 -x )

0.00 +x x

+

H+ 0.00 +x x

Paso 2 Calcular o obtener el Ka del NH4+ Ka = [ NH3 ] [H+] = 5.6 X 10 -10 [NH4+] X2 = 5.6X10 -10 00.50-X El cálculo se simplifica con la aproximación de que 0.50 -x ( 0.50 , y así se tiene X2 0.050 -X

(

X2 0.050

X = 5.3X10 -6 M Por lo tanto , el pH está dado por : pH = - log ( 5.3x10 -6) = 5.28

= 5.6 X 10-10

“ EL Ph Y LA SOLUBILIDAD “

La solubilidad de muchas sustancias también depende del pH de la disolución , para tal motivo se considera el siguiente ejemplo con un equilibrio de solubilidad del hidróxido de magnesio : Mg (OH)

(

Mg2+

+ 2 OH

Al añadir los iones de OH- con lo que aumenta el pH ) , el equilibrio se desplaza hacia a la izquierda y disminuye la solubilidad del Mg(OH)2 .

Por otra parte , al añadir iones de H+ ( con lo que disminuye el pH ) , el equilibrio se desplaza hacia la derecha y la solubilidad del Mg(OH)2 , aumenta .Por ello las bases insolubles tienden a disolverse en disoluciones ácidas .De igual forma , los ácidos insolubles se disuelven en disoluciones básicas .

Para analizar el efecto cuantitativo del pH en la solubilidad del Mg(OH)2 , primero se calcula el pH de una disolución saturada del Mg(OH)2 .Se escribe Kps = [Mg2+] [OH-]2 = 1.2 X10-11 Sea s la solubilidad molar del Mg(OH)2 Kps = (s) (2s)2 = 4s3 4s3 = 1.2x10-11 s3 = 3.0x10-12 s= 1.4x10-4 M Por lo tanto en el equilibrio [ OH ] = 2X 1.4 X 10-4 M = 2.8X 10 -4 M poh = - log (2.8 x 10 -4 ) = 3.55 pH = 14 - 3.55 = 10.45

En un medio que tuviera un pH menor que 10.45 , la solubilidad del Mg(OH)2 , debería aumentar . Está conclusión se basa en el hecho de que un pH más bajo significa una mayor concentración de [ H+] y una menor concentración [OH-] , como se esperaría de Kw = [ H+] [ OH-] . En consecuencia ,el valor de [Mg2+] aumenta para mantener la condición de equilibrio y se disuelve más Mg(OH)2 .El proceso de disolución y el efecto de los iones H+ adicionales se puede resumir así: Mg(OH)2 ( Mg2+ + 2 OH 2H+ + 2OH 2H2O Global : Mg(OH) 2 + 2H+ Mg2+ + 2H2O Si el pH del medio fuera mayor que 10.45 [ OH-] sería mayor y la solubilidad del Mg(OH)2 dismininuiría por efecto del ion común (OH- ) FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Cuando se disuelve un ácido se disuelve en agua, algunas de las moléculas o todas, pueden disociarse dependiendo de la naturaleza del ácido. La fuerza del ácido puede medirse por la fracción de sus moléculas que se ionizan.

Cuantitativamente la fuerza la fuerza ácida puede expresarse en términos de porcentaje de ionización. equilibrio] [100] Porcentaje de ionización =

[Concentración del ácido ionizado en el [Concentración inicial del ácido]

Los ácidos fuertes, como el ácido clorhídrico (HCl), el nítrico (HNO3), el perclórico (HCLO4), y el sulfúrico (H2SO4) – son todos los electrólitos fuertes. Para cualquier propósito práctico se puede suponer que se ionizan al 100 % en agua.

HCl (ac) + H2O(l)

-------------------- H3O+(ac) + Cl – (ac )

HNO3 (ac) + H2O(l) -------------------- H3O+(ac) + NO3 – (ac ) HClO4 (ac) + H2O(l) -------------------- H3O+(ac) + ClO4 – (ac ) H2SO4 (ac) + H2O(l) -------------------- H3O+(ac) + HSO4 – (ac )

Hay que notar que el H2SO4 es un ácido diprótico; aquí solo se está considerando la primera etapa de su ionización.

La mayoría de los ácidos se clasifica como ácidos débiles. Dentro de está categoría la fuerza de los ácidos puede variar realmente mucho. Por ejemplo, tanto el ácido fluorhídrico (HF) como el ácido cianhídrico (HCN) se clasifican en ácidos débiles, pero en disoluciones 0.10 M los porcentajes de ionización a 25 °C son de 8.4% para el HF Y 0.0070% para el HCN.Entoces el HF es un ácido mucho más fuerte que el HCN. La ionización limitada de los ácidos débiles se relaciona con su constante de equilibrio de ionización.

La fuerza de una base se refiere a su capacidad para aceptar un protón previamente de un ácido de referencia, que normalmente es el disolvente. Los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos , tales como el NaOH, KOH y el Ba(OH)2, son bases fuertes. Todas estas sustancias son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en disolución: NaOH (ac) kOH (ac)

Na+ (ac ) + OH- (ac )

-----------------------------------------------

Ba(OH)2 (ac)

K+ (ac ) + OH- (ac )

------------------------

Ba2+ (ac ) + OH- (ac )

• Si un ácido es fuerte, su base conjugada no tiene fuerza medible. De un conjunto de ácidos débiles mientras más fuerte sea el ácido, más fuerte será su base conjugada y viceversa. Por ejemplo, el HNO2 es un ácido más fuerte que el CH3COOH; por lo tanto, el NO-2 es una base más débil que el CH3COOH-.

• H3O+es un ácido más fuerte que puede existir en una solución acuosa. Los ácidos más fuertes que el H3O+ reaccionan con el agua para producir H3O+ y sus correspondientes bases conjugadas. Así, el HCl, que es más fuerte que el H3O+ reacciona con el agua completamente para formar H3O+ y Cl-:

HCl (ac) + H2O(l)

-------------------- H3O+(ac) + Cl – (ac )

Los ácidos más débiles que el H3O+ reaccionan con el agua en mucho menor proporción, produciendo H3O+ y sus correspondientes bases conjugadas. Por ejemplo, el siguiente equilibrio queda en principio desplazado hacia la izquierda: HF (ac ) + H2O ( l )

H3O+(ac) +F – (ac )

El ion OH – es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Las bases más fuertes que el OH – reaccionan con el agua para producir OH – y sus ácidos conjugados correspondientes. Por ejemplo, el ion amida NH-2 es una base más fuerte que el OH – , de manera que reacciona completamente como se muestra a continuación: NH-2(ac) + H2O(l) ---------------- NH3 (ca) + OH – (ac) Por está razón el ion amida no existe en disoluciones acuosas.

EFECTO NIVELADOR Se ha visto que una forma de comparar la fuerza de los ácidos es seleccionar una base de referencia por lo general el disolvente y medir la proporción en la que el ácido de un protón a esa base. Sin embargo, ya que la reacción entre cualquier ácido más fuerte que el O3H + y el agua es totalmente desplazada hacia la derecha, los ácidos fuertes, tales como el HClO4 , HCl, HNO3, y el H2SO4, parecen tener la misma fuerza en las disoluciones acuosas. Por lo tanto, no se pueden comparar las fuerzas relativas de todos los ácidos con base a su facilidad para perder un protón en disolución acuosa. La incapacidad de un disolvente para distinguir la fuerza relativa de los ácidos más fuertes que el ácido conjugado del disolventes conoce como efecto nivelador del disolvente ya que se dice que el disolvente nivela la fuerza de estos ácidos, haciendo que parezcan idénticos Los pesos corresponden a disolventes en los que se estudia la ionización de los ácidos; el peso ligero corresponde al agua, el cual presenta el efecto

nivelador que hace la comparación de la fuerza de los ácidos fuertes resulte imposible.

Para compensar el efecto nivelador del agua se puede usar un disolvente de basicidad más débil como el ácido acético Como el ácido acético es una base mucho más débil que el agua, no se protona fácilmente. Así, hay diferencias apreciables en el grado con el que las siguientes reacciones avanzadas de izquierda a derecha: HNO3 + CH3COOH HCl + CH3COOH

CH3COOH+2 + NO-3 CH3COOH+2 + Cl-

HCOl4 + CH3COOH

CH3COOH+2 + ClO-4

H2SO4 + CH3COOH

CH3COOH+2 + SO-4

Midiendo el grado de ionización de éstos y otros ácidos en el disolvente ácido acético glacial se observa que su fuerza relativa aumenta así: HNO3 < H2SO4 < HCl < HBr < HI < HCOl4

LA RELACIÓN ENTRE LAS CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE PARES CONJUGADOS DE ÁCIDO-BASE Se pueden obtener la relación importante entre la constante de ionización ácida y la constante de ionización de su base conjugada como sigue, usando el ácido acético como ejemplo: CH3COOH(ac)

Ka=

[H+][CH3COO-] [CH3COOH]

H+(ac) + CH3COO-(ac)

CH3COO-(ac)

CH3COOH (ac ) + OH-

+ H2O(l)

Y se puede escribir su constante b谩sica como:

[CH3COOH][OH-]

Ka=

[CH3COO-]

El producto de estas dos constantes de ionizaci贸n b谩sica como:

KaKb=

[H+][CH3COO-] [CH3COOH]

[CH3COOH] [OH-]

X

[CH3COO-]

KaKb= [H+][OH-] = Kw Este resultado puede parecer raro a primera vista, pero puede comprenderse al darse cuenta de que la suma de las reacciones 1 y 2, mostradas abajo, resulta ser la autoionizaci贸n del agua.

H+ + CH3COO-(ac)

1) CH3COOH

2) CH3COO-( ac ) + H2O(l) 3)

H2O(l)

Ka

CH3COOH(ac) + OH- (ac) H+(ac)

+

OH- (ac)

Kb Kw

Este ejemplo muestra una de las reglas aprendidas acerca de los equilibrios químicos: cuando dos reacciones se suman para dar una tercera reacción, la constante de equilibrio La constante de equilibrio de la tercera reacción es el producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones sumadas. Así cualquier par conjugado ácido-base siempre se cumple que KaKb = Kw Ka = Kw/Kb

Kb = Kw/Ka

Permite obtener importante conclusión: mientras más fuerte sea el ácido (más grande será Ka) su base conjugada será más débil (más pequeña será su Kb), y viceversa. ÁCIDOS DIPROTICOS Y POLITROPICOS E l tratamiento de los ácidos dipróticos es más complicado que el de los ácidos monopróticos y politrópicos es más complicado que el de los ácidos monopróticos porque estás sustancias pueden dar más de un ión de hidrógeno por molécula. Estos ácidos se ionizan de manera sucesiva; esto es, pierden un protón cada vez. Puede obtenerse una expresión de constante de ionización para cada etapa de ionización; en consecuencias, a menudo deben usarse dos o más expresiones de constante de equilibrio para calcular las concentraciones de las especies en la disolución del ácido.

Por ejemplo para el H2CO3 se escribe: H2CO3(ac) H+ (ac) + HCO-3 (ac )

Ka1=

[H+][ HCO-3] [H2CO3]

HCO-3(ac)

Ka1=

H+ (ac) + HCO-23 (ac ) [H+][ HCO-23] [H2CO3]

Hay que notar que la base conjugada de la primera etapa de ionizaci贸n se convierte en el 谩cido de la segunda etapa de ionizaci贸n.