Omitir e ir al contenidoIr a la página de accesibilidadMenú de atajos de teclado
Logo de OpenStax

Menú
Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Ampliar los conceptos de equilibrio previamente introducidos a los ácidos y bases que pueden donar o aceptar más de un protón

Los ácidos se clasifican por el número de protones por molécula que pueden ceder en una reacción. Los ácidos como el HCl, el HNO3 y el HCN que contienen un átomo de hidrógeno ionizable en cada molécula se denominan ácidos monopróticos. Sus reacciones con el agua son:

HCl(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)HNO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO3(aq)HCN(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CN(aq)HCl(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)HNO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO3(aq)HCN(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CN(aq)

Aunque contiene cuatro átomos de hidrógeno, el ácido acético, CH3CO2H, también es monoprótico porque solo el átomo de hidrógeno del grupo carboxilo (COOH) reacciona con las bases:

Esta imagen contiene dos reacciones de equilibrio. La primera muestra un átomo de C unido a tres átomos de H y a otro átomo de C. El segundo átomo de C tiene un doble enlace con un átomo de O y también forma un enlace simple con otro átomo de O. El segundo átomo de O está unido a un átomo de H. Hay un signo de suma y luego la fórmula molecular H subíndice 2 O. Una flecha de equilibrio sigue a H subíndice 2 O. A la derecha de la flecha está H subíndice 3 O superíndice signo positivo. Hay un signo de suma. La estructura final muestra un átomo de C unido a los tres átomos de H y a otro átomo de C. Este segundo átomo de C tiene un doble enlace con un átomo de O y un enlace simple con otro átomo de O. Toda la estructura está entre corchetes y un superíndice signo negativo aparece fuera de los corchetes. La segunda reacción muestra C H subíndice 3 C O O H ( a q ) más H subíndice 2 O ( l ) flecha de equilibrio H subíndice 3 O ( a q ) más C H subíndice 3 C O O superíndice signo negativo ( a q ).

Así mismo, las bases monopróticas son bases que aceptan un solo protón.

Los ácidos dipróticos contienen dos átomos de hidrógeno ionizables por molécula; la ionización de estos ácidos se produce en dos pasos. La primera ionización siempre se produce en mayor medida que la segunda. Por ejemplo, el ácido sulfúrico, un ácido fuerte, se ioniza de la siguiente manera:

Primera ionización:H2SO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HSO4(aq)Ka1=más de102; disociación completaSegunda ionización:HSO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+SO42−(aq)Ka2 =1,2×10-2Primera ionización:H2SO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HSO4(aq)Ka1=más de102; disociación completaSegunda ionización:HSO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+SO42−(aq)Ka2 =1,2×10-2

Este proceso de ionización secuencial se produce para todos los ácidos polipróticos. El ácido carbónico, H2CO3, es un ejemplo de ácido diprótico débil. La primera ionización del ácido carbónico produce iones de hidronio e iones de bicarbonato en pequeñas cantidades.

Primera ionización:H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)KH2CO3=[H3O+][HCO3][H2CO3]=4,3×10-7Primera ionización:H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)KH2CO3=[H3O+][HCO3][H2CO3]=4,3×10-7

El ion de bicarbonato también puede actuar como un ácido. Se ioniza y forma iones de hidronio e iones de carbonato en cantidades aún más pequeñas.

Segunda ionización:HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)KHCO3=[H3O+][CO32−][HCO3]=4,7×10-11Segunda ionización:HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)KHCO3=[H3O+][CO32−][HCO3]=4,7×10-11

KH2CO3KH2CO3 es mayor que KHCO3KHCO3 por un factor de 104, por lo que el H2CO3 es el productor dominante de iones de hidronio en la solución. Esto significa que un poco de HCO3HCO3 formado por la ionización del H2CO3 se ioniza para dar iones de hidronio (e iones de carbonato), y las concentraciones de H3O+ y HCO3HCO3 son prácticamente iguales en una solución acuosa pura de H2CO3.

Si la primera constante de ionización de un ácido diprótico débil es mayor que la segunda por un factor de al menos 20, es conveniente tratar la primera ionización por separado y calcular las concentraciones resultantes de ella antes de calcular las concentraciones de las especies resultantes de la ionización posterior. Este enfoque se demuestra en el siguiente ejercicio de ejemplo.

Ejemplo 14.19

Ionización de un ácido diprótico

El "agua carbonatada" contiene una cantidad de dióxido de carbono disuelto sabroso. La solución es ácida porque el CO2 reacciona con el agua para formar ácido carbónico, H2CO3. ¿Cuáles son las concentraciones de [H3O+],[H3O+], [HCO3],[HCO3], y [CO32−][CO32−] en una solución saturada de CO2 con un [H2CO3] inicial = 0,033 M?
H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)Ka1=4,3×10-7H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)Ka1=4,3×10-7
HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)Ka2=4,7×10-11HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)Ka2=4,7×10-11

Solución

Como indican las constantes de ionización, el H2CO3 es un ácido mucho más fuerte que HCO3,HCO3, por lo que las reacciones de ionización secuencial se pueden tratar por separado.

La primera reacción de ionización es

H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)Ka1=4,3×10-7H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3(aq)Ka1=4,3×10-7


A partir de la información proporcionada, se prepara una tabla ICE para este primer paso:

Esta tabla tiene dos columnas principales y cuatro filas. La primera fila de la primera columna no tiene encabezamiento y luego contiene lo siguiente en la primera columna: Concentración inicial ( M ), Cambio ( M ), Concentración en equilibrio ( M ). La segunda columna tiene el encabezado "H subíndice 2 C O subíndice 3 signo de suma H subíndice 2 O flecha de equilibrio H subíndice 3 O superíndice signo positivo más H C O subíndice 3 superíndice signo negativo". Bajo la segunda columna hay un subgrupo de tres columnas y tres filas. La primera columna contiene lo siguiente: 0,033, x negativo, 0,033 menos x. La segunda columna contiene lo siguiente: aproximadamente 0, x positivo, x. La tercera columna contiene lo siguiente: 0, positivo x, x.


Sustituyendo las concentraciones de equilibrio en la ecuación de equilibrio se obtiene

KH2CO3=[H3O+][HCO3][H2CO3]=(x)(x)0,033x=4,3×10-7KH2CO3=[H3O+][HCO3][H2CO3]=(x)(x)0,033x=4,3×10-7


Suponiendo que x << 0,033 y resolviendo la ecuación simplificada se obtiene

x=1,2×10-4x=1,2×10-4


La tabla ICE definió x como igual a la molaridad del ion de bicarbonato y la molaridad del ion de hidronio:

[H2CO3]=0,033M[H2CO3]=0,033M


[H3O+]=[HCO3]=1,2×10-4M[H3O+]=[HCO3]=1,2×10-4M

Utilizando la concentración de iones de bicarbonato calculada anteriormente, la segunda ionización se somete a un cálculo de equilibrio similar:

HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)HCO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32−(aq)
KHCO3=[H3O+][CO32−][HCO3]=(1,2×10-4)[CO32−]1,2×10-4KHCO3=[H3O+][CO32−][HCO3]=(1,2×10-4)[CO32−]1,2×10-4
[CO32−]=(4,7×10-11)(1,2×10-4)1,2×10-4=4,7×10-11M[CO32−]=(4,7×10-11)(1,2×10-4)1,2×10-4=4,7×10-11M

En resumen: en equilibrio [H2CO3] = 0,033 M; [H3O+][H3O+] = 1,2 ×× 10−4; [HCO3]=1,2×10-4M;[HCO3]=1,2×10-4M; [CO32−]=4,7×10-11M.[CO32−]=4,7×10-11M.

Compruebe lo aprendido

La concentración de H2S en una solución acuosa saturada a temperatura ambiente es de aproximadamente 0,1 M. Calcule las concentraciones de [H3O+],[H3O+], [HS] y [S2−] en la solución:
H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HS(aq)Ka1=8,9×10-8H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HS(aq)Ka1=8,9×10-8
HS(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2−(aq)Ka2 =1,0×10-19HS(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2−(aq)Ka2 =1,0×10-19

Respuesta:

[H2S] = 0,1 M; [H3O+][H3O+] = [HS] = 0,000094 M; [S2−] = 1 ×× 10−19 M

Un ácido triprótico es un ácido que tiene tres átomos de H ionizables. El ácido fosfórico es un ejemplo:

Primera ionización:H3PO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2PO4(aq)Ka1=7,5×10-3Segunda ionización:H2PO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HPO42−(aq)Ka2 =6,2×10-8Tercera ionización:HPO42−(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+PO43−(aq)Ka3=4,2×10-13Primera ionización:H3PO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2PO4(aq)Ka1=7,5×10-3Segunda ionización:H2PO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HPO42−(aq)Ka2 =6,2×10-8Tercera ionización:HPO42−(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+PO43−(aq)Ka3=4,2×10-13

En cuanto a los ejemplos de ácidos dipróticos, cada reacción de ionización sucesiva es menos extensa que la anterior, lo que se refleja en valores decrecientes de las constantes de ionización secuencial de los ácidos. Esta es una característica general de los ácidos polipróticos y las constantes de ionización sucesivas suelen diferir en un factor de aproximadamente 105 a 106.

Este conjunto de tres reacciones de disociación puede parecer que complica los cálculos de las concentraciones de equilibrio en una solución de H3PO4. Sin embargo, como las constantes de ionización sucesivas difieren en un factor de 105 a 106, existen grandes diferencias en los pequeños cambios de concentración que acompañan a las reacciones de ionización. Esto permite el uso de suposiciones y procesos de simplificación matemática, como se demuestra en los ejemplos anteriores.

Las bases polipróticas son capaces de aceptar más de un ion de hidrógeno. El ion de carbonato es un ejemplo de base diprótica, porque puede aceptar dos protones, como se muestra a continuación. Al igual que en el caso de los ácidos polipróticos, hay que tener en cuenta que las constantes de ionización disminuyen con el paso de ionización. Del mismo modo, los cálculos de equilibrio que implican a las bases polipróticas siguen los mismos enfoques que los de los ácidos polipróticos.

H 2 O(l)+ CO 3 2− (aq) HCO 3 (aq)+ OH (aq) K b1 =2,1× 10 -4 H 2 O(l)+H CO3 (aq) H 2 CO 3 (aq)+ OH (aq) K b2 =2,3× 10 -8 H 2 O(l)+ CO 3 2− (aq) HCO 3 (aq)+ OH (aq) K b1 =2,1× 10 -4 H 2 O(l)+H CO3 (aq) H 2 CO 3 (aq)+ OH (aq) K b2 =2,3× 10 -8
Cita/Atribución

¿Desea citar, compartir o modificar este libro? Este libro utiliza la Creative Commons Attribution License y debe atribuir a OpenStax.

Información de atribución
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato impreso, debe incluir en cada página física la siguiente atribución:
    Acceso gratis en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato digital, debe incluir en cada vista de la página digital la siguiente atribución:
    Acceso gratuito en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
Información sobre citas

© 19 may. 2022 OpenStax. El contenido de los libros de texto que produce OpenStax tiene una licencia de Creative Commons Attribution License . El nombre de OpenStax, el logotipo de OpenStax, las portadas de libros de OpenStax, el nombre de OpenStax CNX y el logotipo de OpenStax CNX no están sujetos a la licencia de Creative Commons y no se pueden reproducir sin el previo y expreso consentimiento por escrito de Rice University.