ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

Presentación del tema: "ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS"— Transcripción de la presentación:

1 ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS
Semana Número 12 Nota: diapositivas con imágenes finamente proporcionadas por la Licda: Lilian Guzmán Melgar

2 ACIDOS Y BASES BASE ACIDO
Tiene sabor agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Su nombre vienedel latin acidus = agrio Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas gaseosas Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios, jabón.

3 Definiciones : ARRHENIUS
ACIDO :Sustancia que produce iones hidrogeno (H+) cuando se disocia, en agua. El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión Hidronio (H3O+) H+ + H2O → H3O+ Ej : HCl , HNO3 ,, H2SO4 , H2CO3 HCl + H2O → H 3O+(ac) + Cl - (ac) HCl H2O  H+ + Cl - BASE Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH + H2O → Na+ + OH-

4 Definiciones :BRONSTED-LOWRY
ACIDO:Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia. BASE: Sustancia que acepta un protón HCl + NH3 → NH4+ + Cl- ACIDO BASE Note el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta

5 LEWIS ACIDO :Sustancia que puede aceptar un par de electrones.
BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. En el ejemplo de abajo, el NH3 es la base porque aporta el par de electrones y el BF3 es él ácido por que los acepta acido Base acido

6 Tabla comparativa de las diferentes definiciones de ácido y base.
CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS Libera H+ Libera OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+ LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOS SI SABOR AGRIO AMARGO SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

7 IONIZACION Proceso mediante el cual una sustancia se disocia en sus iones respectivos. La ionización puede ser reversible ó irreversible Ejemplo ( ácidos, bases y sales) : HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3 ⇄ NH4 + + OH- CaCl2  Ca Cl -

8 ELECTROLITOS Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad. FUERTE DEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la electricidad La reacción de ionización ocurre en un solo sentido (irreversible). KOH → K+ + OH- H NO3 → H++ NO3 - Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad. Su reacción de ionización es reversible y poseen Ka si son ácidos ó Kb si son bases. C6H5COOH ⇄ H+ + C6H5 COO- NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

9 Visualización de electrolitos, a través de introducir un aparato en el cual se enciende una bombilla al conducir la electricidad FUERTES DEBILES

10 NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido, en solución o fundidos NO conducen la electricidad. ( En éste caso no se enciende la bombilla) Ej : Aceite Alcohol Gasolina Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

11 IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en forma pura, debido a que se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y tiene el siguiente valor. [H+] = = 1 x M [OH-] = = 1 x 10 – 7 M

12 Constante de Producto Iónico del agua (Kw)
Kw = [H+] [OH-] Kw = [1.0 x ] [1x10 - 7] Kw = 1.0 x10 -14 KH2O = 1.0 x10 -14

13 ¿Cómo influye la adición de un ácido (H+)y de una base ( OH-) al agua o soluciones acuosas, en las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ? Si ↑[ H+ ]  [OH-] ↓ hasta que [ H+] [OH-] = 1.0x10 -14 Si ↑[OH -]  [H+ ] ↓ hasta que [H+] [OH-] = 1.0x10 -14

14 En soluciones Acidas: [H+] >1.0x10 -7
En soluciones Alcalinas:[H+] < 1.0x10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7 Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ?. Se usa Kw y se despeja [H+] Kw  [H+] [OH-] = 1 x  [ H + ] = 1x / [ OH - ] [ H + ] = 1 x / 10 x  [ H + ] = 1 x 10 -9

15 ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS FUERTES:
Son aquellos que se ionizan totalmente en agua(100%) . Tiene una ionización irreversible. Ejemplo : HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico HClO4 Ácido Perclórico

16 ÁCIDOS DÉBILES HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2]
Se ionizan en pequeña proporción. Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka) HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2] HCOOH Ácido Fórmico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico H2CO3 Ácido carbónico CH3CHOHCOOH Ácido láctico

17 BASE FUERTE Se ionizan totalmente en agua, (100%)
Tiene una ionización irreversible NaOH Hidróxido de Sodio KOH Hidróxido de Potasio

18 BASE DEBIL NH4OH ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [OH-] [NH4OH]
Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb). NH4OH ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [OH-] [NH4OH] Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio NH3 Amoniaco

19 pH El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+] en una solución. Y se calcula: Ejemplo Calcule el pH de una solución que posee [ H + ] = pH = -log 6.5 x 10 – = 3.18 pH = - log [H+]

20 El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7.
Toda solución neutra tiene un pH 7 Toda solución ácida tiene un pH menor 7 Toda solución básica tiene un pH mayor 7 NEUTRO 7 MAS BASICO MAS ACIDO

21 pH de algunas sustancias

22 pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución: pH + pOH = 14  pH = 14-pOH y pOH = 14-pH Eiemplo, si el pH de una solución es 3.2. Cual es el valor de el pOH.? Resp: pH + pOH = 14  pOH = 14 – pH pOH = 14 – 3.2 = 10.8 Ej: Si [OH-] en una solución es 0.05, cuál será el valor del pOH Resp: pOH = -log [ OH-]  pOH = -log 0.05 = 1.30 pOH = - log [OH-]

23 Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH
Use las siguientes fórmulas: [H+] = 10 – pH y [OH -] = 10 - pOH Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7. Resp: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = ó sea [H +] =1.99 x 10 -4 Ej. Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8 Resp: [OH - ] = 10 -pOH = = = 1.58 x 10 -3

24 Procedimiento para calcular pH de ácidos fuertes
Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos monopróticos ( los que poseen un solo hidrógeno : HCl , HNO3, etc ), se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [ H + ] es igual a la concentración molar del ácido. EJ # 1 : cual es el pH de una solución de HCl M Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ] Resp: pH = - log [H + ]  pH = - log 0.066 pH = 1.18 Ej: Calcule el pH de una solución de HNO M

25 Procedimiento para calcular el pH de bases fuertes
La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes , se ionizan casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la Molaridad de la base. Ej: Calcule el pH de una solución de NaOH M Considere que [OH -] es igual a la [ NaOH ]  [ OH -] = 0.024 Resuelva,calculando pOH = -log = 1.62, ahora aplique pH + pOH = 14  pH = 14 – pOH  pH = 14 –  pH = También puede resolverlo aplicando K w = [ H + ] [ OH -] = 1.0 x 10 – 14, despejar [ H +] [H +] = 1x / [OH]  [ H + ] = 1x /0.024 = 4.16 x Entonces pH = -log [H +]  pH = – log 4.16 x  pH = 12.38 Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

26 Resuelve los siguientes ejercicios
Calcular el pH de las sigs, soluciones: [H+] = 2.5 x ) pOH = 4.2 NaOH M ) HCl M [OH-] = 2.0 x ) NaOH 0.28M Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con : 7) pH= ) pOH = ) pH = 1.8

27 Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles.
Considere el siguiente ácido débil. CH3COOH + H2O *  CH3COO - + H + Ka = [CH3COO - ] [ H + ] [ CH3COOH ] Considere la siguiente base débil CH3NH2 + H2O *  CH3NH OH – Kb = [ CH3NH3 + ] [ OH -] [ CH3NH2] * Note no se toma en cuenta la [ H2O] en la Ka y Kb, los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.

28 % de Ionización = [OH-] x 100
% de Ionización en ácidos y bases débiles, como éstos se ionizan en pequeño porcentaje, se calcula el % de ionización de la siguiente manera Ácidos : Bases: % de ionización = [H+] x 100 [ácido] % de Ionización = [OH-] x 100 [base ]

29 Ka = [CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2
Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH3COOH) con Ka=1.8 x Resolución: CH3COOH CH3COO- + H+ x x Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces Ka = [CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2 [CH3COOH ] X 2 = 1.8 x (0.3)  X =√ 5.4 x x = x 10 -3 Como X = [H+]  [H+] = 2.32 x 10 -3 pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63  pH = 2.63. También podemos calcular el % de ionización de la sig. Manera: % ionización = [H+] x100  % ionización = 2.32 x x100 [CH3COOH] = 0.77 %

30 Resolución a- Escriba reacción de ionización del ácido fórmico:
Ejemplo de cómo calcular Ka y pH a partir de el % de ionización. Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. Resolución a- Escriba reacción de ionización del ácido fórmico: HCOOH  HCOO H + Las concentraciones son [ HCOOH] = ( valor ya dado en el problema) [ HCOO - ] = 6 x 0.25 /100 = 1.5 x [H+ ] = 6 x 0.25 / 100 = 1.5 x 10 -2 Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2] [ HCOOH ] ( 0.25 ) Ka = 2.25 x 10 – 4 pH = - log [ H + ] pH = - log 1.5 x =

31 EJERCICIOS 1)Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 . HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- 2) Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina M, Kb = 4.5x10-10. C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

32 3) ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0
3) ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%? HF ⇄ H+ + F-

33 Comente “quimica verde pág. 299 “Lluvia ácida” y química y salud pág
Comente “quimica verde pág. 299 “Lluvia ácida” y química y salud pág “Antiácidos”.