Ionizacion

La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita.

Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.

La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido acético puede escribirse de la siguiente forma:

HC 2 H 3 O 2? H + C 2 H 3 O 2 Ka= [H] + [C 2 H 3 O 2]

[HC 2 H 3 O 2]

ÁCIDOS Y BASES

Concepto de Arrhenius :

Concepto de Arrhenius Ácido- sustancia que disuelta en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno ( H+ ). Ácido fuerte Ácido débil Base- sustancia que disuelta en agua aumenta la concentración de iones hidróxido (OH- ) Base fuerte Base débil

Ácido Fuerte :

Ácido Fuerte Sustancia que se ioniza completamente en solución acuosa produciendo el ion H3O+ y un anión HBr(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + Br-(ac)

Ácido Débil :

Ácido Débil sustancia que se ioniza parcialmente en solución acuosa para producir un equilibrio entre su iones. HC2H3O2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + C2H3O2- (ac)

Base Fuerte :

Base Fuerte sustancia que se ioniza completamente en solución acuosa produciendo OH- y un catión. NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)

Base Débil :

Base Débil – sustancia que se ioniza parcialmente en solución acuosa para producir un equilibrio entre su iones NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Ácidos y bases de Bronsted-Lowry :

Ácidos y bases de Bronsted-Lowry Reacciones de transferencia de protones Ácido – especie donadora de protones Base – especie aceptadora de protones

Reacción ácido- base :

Reacción ácido- base HA(ac) + B(ac) A-(ac) HB+(ac) + ácido base Base conjugada ácido conjugado

Slide 9:

Ácido conjugado – especie que se forma cuando la base acepta el protón Base conjugada - especie que se forma cuando el ácido dona el protón HA y A- --- forman un par ácido- base conjugado B y HB+ --- forman un par ácido-base conjugado

Ejemplos :

Ejemplos HCN(ac) + NH3(ac) CN- (ac) + NH4+(ac) Donde: HCN – ácido NH3 – base CN- – base conjugada NH4+ – ácido conjugado

Slide 11:

Especie anfotérica(Anfiprótica)= especie que puede actuar como ácido y como base.(Ej. H2O) Agua como ácido CN- (ac) + H2O(l) HCN(ac) + OH-(ac) Agua como base HCN(ac) + H2O(l) CN-(ac) + H3O+(ac)

Fortaleza Relativa de los ácidos y las bases :

Fortaleza Relativa de los ácidos y las bases Ácidos fuertes – pierden su protón más fácilmente Bases fuertes – aceptan el protón con mayor facilidad En una reacción ácido-base los ácido fuertes producen bases conjugadas débiles y las bases fuertes producen ácidos conjugados débiles En toda reacción ácido-base la posición del equilibrio favorece la transferencia del protón del ácido más fuerte a la base más fuerte

Comportamiento ácido-base y la estructura química :

Comportamiento ácido-base y la estructura química Polaridad de enlace - H – X Mientras mayor sea la electronegatividad de X más polar será el enlace y más fuerte será el ácido. Se utiliza sólo cuando se comparan ácidos donde X pertenece al mismo periodo. Ej. HCl > H2S. Ácidos binarios(H-X)

Ácidos binarios (continuación) :

Ácidos binarios (continuación) Fortaleza del enlace H-X Tamaño de X - mientras mayor sea el tamaño de X, menor será la fortaleza del enlace; más fácil se remueve el protón y por lo tanto más fuerte será el ácido. Se utiliza sólo cuando comparamos ácidos donde X pertenece al mismo grupo Ej HI > HCl

Oxiácidos (H-O- Y) :

Oxiácidos (H-O- Y) Ácidos que tienen grupos OH, y posiblemente átomos de oxígeno adicionales unidos a un átomo central La fortaleza del ácido depende de : Si tienen misma cantidad de oxígenos fortaleza aumenta con la electronegatividad de Y Si tienen misma Y, la acidez aumenta según aumenta el número de oxígenos

Ácidos y bases Lewis :

Ácidos y bases Lewis Aceptar y donar electrones Ácido – especie que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones Base – especie que puede formar un enlace covalente donando un par de electrones

INTRODUCCIÓN

Ácidos y bases corrientes

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4

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