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miércoles, 6 de julio de 2011

1.2 ACIDO-BASE Y CONSTANTE DE DISOCIACION


1.2.1 ACIDO BASE


Según la definición de Lewis un acido es aquel que tiene la capacidad de disociarse (ceder protones de hidrogeno) y una base la que tenga la cualidad de captar H+.
A esto debemos agregar la existencia de acidos o bases fuertes y debiles, siendo las fuertes las que tienen al capacidad de disociarse de forma independiente del medio (independiente del pH). A su ves las debiles son las que dependen del pH del medio y de la constante de disociación (Kd, Ka, K`).
Ejm.
Fuertes

HCl --> H+ + Cl-
H2SO4 --> 2 H+ + SO4 - -
KOH --> K+ + OH-
NaOH --> Na+ + OH-

Debil

R-COOH --> R-COO- + H-

1.2.2      CONSTANTE DE DISOCIACION


Constante = (productos x productos)/reactants

Ej. R-NH3+ à RH2 + H+

Kd= [RH2]x[H+]/[ R-NH3]

Serensen describió una forma mas fácil de comprender la concentración de protones de hidrogeno ya que esta utiliza exponente en base diez y signos negativos. La solución al problema fue aplicar el log negativo, a lo que llamo pH. Y a el –log de Kd lo llamo pK.

[H+] = 10-6   à  - log 10-6   = 6

Ahora supongamos que HA es un acido debil y que A- correponde a la base conjugada. Por lo tanto:
[HA] = H+ + A-
Kd = [H+] x [A-] / [HA] 
[H+] x [A-] = Kd x [HA] 
[H+] = log {Kd x ([HA] / [A-])}
- log [H+] = -log Kd – log ([HA] / [A-])






 



pH = Pk +  log [A-]/ [HA] 
 
    
     pH       =      Pk      -  log ([HA] / [A-]) -> 

A esta ecuación final es a la que llamamos de Hendesor-Hasselbach.

pH = Pk +  log [A-] / [HA] 

Si [A-] = [HA] = 4M (molar)  entonces:

pH = pk + log 4M/4M à ph = pk

Cuando esto ocurre el 50% se encuentra disociado y el el resto protonado.

R-NH3+ = RH2 + H+

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