Acidos y Bases.

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1 Acidos y Bases

2 pH Sustancias ácidas, básicas y neutralización

3 ¿Qué hacemos cuando tenemos sensación de acidez estomacal?
¿Por qué sucede esto? ¿Qué entiendes por pH? ¿Qué pH tienen las sustancias que consumimos a diario (bebidas, alimentos, artículos de limpieza)? ¿Qué es la lluvia ácida?

4 ÁCIDOS: BASES: Tiene sabor amargo.
Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

5 Sustancias ácidas Los ácidos son sustancias que tienen sabor agrio, reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno, algunos son corrosivos, y en solución acuosa conducen la electricidad. Estas sustancias son utilizadas tanto en el hogar como en la industria. Veamos algunos ejemplos:

6 Ácido Fórmula química Algunos usos Sulfúrico H2SO4 (corrosivo) Se utiliza en la producción de metales, papel, pinturas, fertilizantes, detergentes y baterías de automóviles. Clorhídrico HCl Se emplea para producir metales y evitar la proliferación de algas en las piscinas. Carbónico H2CO3 Utilizado en la fabricación de bebidas gaseosas. Acético CH3COOH Es el principal constituyente del vinagre.

7 Sustancias básicas Por su parte, las bases son sustancias de sabor amargo y jabonosas al tacto. Algunas son corrosivas y también conducen la electricidad en solución acuosa. Las bases tienen múltiples usos. Veamos algunos ejemplos:

8 Bases Fórmula química Algunos usos Hidróxido de sodio NaOH (corrosivo) Utilizado en la elaboración de jabones y papel; y en el hogar esta presente en los limpiadores para hornos y en los productos para destapar tuberías. Amoniaco NH3 (irritante) Se encuentra en muchos limpiadores domésticos, y en la industria se utiliza en la producción de fertilizantes. Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Juntos se utilizan como antiácidos. Hidróxido de aluminio Al(OH)3 Bicarbonato de sodio NaHCO3 Es utilizado como antiácido.

9 Teorías ácido-base A finales del siglo XIX y a principios del siglo XX se formularon las grandes teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y las bases. Svante August Arrhenius ( ) “En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química

10 Teoría de Arrhenius: Ácido es toda sustancia que en solución acuosa se disocia con formación de iones H+: H2O HCL H+ + Cl- Base es toda sustancia que en solución acuosa se disocia, formando iones hidroxilos OH-: H2O NaOH Na+ + OH-

11 ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en solución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución dé iones y por consiguiente sea capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales. HCl (g) Cl- (aq) H+ (aq) H2O Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.  Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo:  Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-. Por ejemplo: NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

12 Grupo químico responsable de la acidez:
H+ Grupo químico responsable de la basicidad: OH- Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-] Una solución es básica cuando [H+] < [OH-] Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-]

13 Disociación ácido-base según Arrhenius
ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH– Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

14 Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7
CONCEPTO DE PH. El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1. Por tanto, [H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 ) Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = moles2 L-2 y en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1 Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7 El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones [H3O+] > [OH-] Disolución ácida [H3O+] > 10-7 mol L-1 pH < 7 [H3O+] = [OH-] Disolución neutra [H3O+ ]= 10-7 mol L-1 pH = 7 [H3O+] < [OH-] Disolución básica [H3O+] < 10-7 mol L-1 pH > 7

15 pH – Medida de la acidez pH = -log [H+] La solución es A 250C neutra
[H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+]

16 Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Cerveza Agua destilada Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

17 CONCEPTO DE pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: KW –14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ ,5 · 10–13 M pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

18 pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 Para toda solución acuosa a 25 oC pH + pOH = 14.00

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20 La lluvia limpia normal tiene un valor de pH de entre 5. 0 y 5
La lluvia limpia normal tiene un valor de pH de entre 5.0 y 5.5, nivel levemente ácido. La lluvia se combina con dióxido de azufre y óxidos de nitrógeno producidos por las centrales eléctricas y los automóviles. Valor de pH de 4.0. Una disminución en los valores de pH de 5.0 a 4.0 significa que la acidez es diez veces mayor.

21 ¿Cómo se reconoce un ácido y una base?
Para reconocer sustancias ácidas y básicas se emplean indicadores químicos. Estos poseen la característica de cambiar de color en presencia de un ácido o una base Indicador Ácido Base Papel tornasol azul Rojo Azul Papel tornasol rojo Fenolftaleína Incoloro Fucsia

22 El pH lo que mide en realidad es la concentración en protones (iones hidrógeno e hidroxilos).
El papel tornasol y la Fenolftaleína solo determinan mediante el cambio de color si la sustancia es ácida o básica Para conocer el valor del pH de manera mas precisa, se utiliza un instrumento digital, llamado pHmetro o también el papel universal.

23 Neutralización Si alguna vez has tenido acidez estomacal probablemente tomaste antiácido. Estos contienen bases débiles que reaccionan con el ácido del estómago Neutralizando y aliviando el malestar provocado por la acidez.

24 La neutralización es una reacción química entre un ácido y una base.
Cuando un ácido y una base reaccionan, ambos compuestos se neutralizan y pierden sus propiedades produciéndose sal y agua: Ácido + base Sal y Agua Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido Base Sal Agua

25 El pH del agua de lluvia recolectada en una región metropolitana en un día normal es de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? pH = -log [H+] [H+] = 10-pH = = 1.5 x 10-5 M La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60 pH = – pOH = – 6.60 = 7.40

26 Determine el pH de una solución 0.0020M de Ba(OH)2
Al ser una base fuerte su ionización es completa eso significa que: Ba(OH) Ba 2+(ac) OH- (ac) 0.0020M M (0.0020)M = M Para las bases debemos buscar primero pOH pOH=-log[OH-] = -log(0.0020)= 2.40 pH + pOH = pH = – pH = – 2.40 = 11.60

27 a) ms ms % = —— x 100 = ——— x 100  mdn Vdn x d
Una solución de ácido sulfúrico tiene unadensidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b) Calcule el pH de una solución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) ms ms % = —— x 100 = ——— x 100  mdn Vdn x d ms % x d x 1,2 g conc (g/L) = —— = —— = ————— = g/L Vdn –3 L x 100 ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ———— Vdn Vdn x Ms Ms g/mol Molaridad = 2,45 mol/L b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,35

28 Para tener en cuenta: Reducir en lo posible los niveles de estrés
Es importante considerar la importancia de llevar una dieta equilibrada, para prevenir eventos de hiperacidez. Asimismo, evitar el consumo de alcohol y cigarrillos El exceso de sustancias irritantes para el estomago (condimentos) Reducir en lo posible los niveles de estrés Todo esto es vital para no deteriorar nuestro sistema digestivo y nuestra calidad de vida en general.

29 FIN