ÁCIDOS Y BASES.

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1 ÁCIDOS Y BASES

2 ÁCIDOS Y BASES En una disolución si la concentración de iones hidrógeno (H+) es mayor que la de iones hidroxilo (OH–), se dice que es ácida. [H+] > [OH–]. En cambio se llama básica o alcalina a la disolución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidroxilo. [H+] < [OH–]. Una disolución es neutra cuando la concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidroxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–].

3 CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS Y BASES
Existen ácidos fuertes y débiles dependiendo del pH. Existen bases fuertes y débiles dependiendo del pH. Disueltos en agua conducen la electricidad, es decir, son electrolitos. Tienen sabor agrio y producen sales con las bases. Tienen sabor amargo, son jabonosas al tacto y producen sales con los ácidos. En contacto con el papel tornasol (indicador de pH) varía de azul a rojo. En contacto con el papel tornasol (indicador de pH) varía de rojo a azul. Reacciona con metales como Zn, Mg y Fe, produciendo H2 2HCl (ac) + Mg (s)  MgCl2 (ac) + H2 (g) Reaccionan con las grasas formando jabones.

4 ¿Cómo clasificarías estas disoluciones?
Disolución Básica Disolución Ácida

5 ¿Para qué sirven los ácidos?
En repostería se usan mezclas de bicarbonato de sodio y ácido tartárico (ingrediente para gelatina, mermelada y bebidas gaseosas), produciendo CO2(g), generando una presentación más esponjosa en las tartas, pasteles y tortas.

6 ¿Para qué sirven las bases?
Muchos problemas de digestión se deben a un exceso de HCl en el estómago. En las farmacias se venden preparados que pueden neutralizar este ácido como NaHCO3 (bicarbonato de sodio). El caso de la leche de magnesia (Mg(OH)2) donde su uso más común es como antiácido, pero también se usa como ayuda a calmar el ardor causado por irritación de la piel (quemaduras, alergias, etc.).

7 TEORÍAS ÁCIDO BASE 1. TEORÍA DE ARRHENIUS (1887)
Postuló la “teoría de la disociación electrolítica” la cual planteaba que existen sustancias que mantienen sus propiedades químicas y conductividad eléctrica en disolución acuosa.

8 TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA
ÁCIDOS BASES Sustancias que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (H+), también llamados protones (H+). Sustancias que en disolución acuosa produce iones hidroxilo (OH-). Ecuación general: HA (ac)  H+(ac) + A- (ac) M(OH)n (ac)  M n+(ac) + n OH - (ac) Ejemplo: disociación del ácido clorhídrico: HCl (ac)  H+(ac) + Cl- (ac) Ejemplo: disociación del hidróxido de sodio: NaOH (ac)  Na +(ac) + OH - (ac)

9 Ejercicios: Disocie las siguientes sustancias y clasifíquelas como ácido o base de Arrhenius: a) HCl b) KOH c) HF d) HNO3 e) Mg(OH)2 f) Al(OH)3 ¡¡¡ A TRABAJAR !!!

10 ¿Cuáles fueron las complicaciones de Arrhenius?
No puede explicar el comportamiento de algunas bases que no tienen el ion hidroxilo (OH-) como NH3, Na2SO4 ni de ciertos iones como el ion bicarbonato (HCO3-) Solamente se pueden aplicar a disoluciones acuosas y omite las reacciones que se producen en fase gaseosa. Así debe nacer una nueva teoría…

11 2. TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY (1923)
En 1923, Bronsted y Lowry definieron a los ácidos y las bases sobre la transferencia de iones hidrógeno (H+) Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón. Una base de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede aceptar un protón. Esta definición también incluye a todos los ácidos y bases de Arrhenius. Unos de los principios mas importantes de la definición de Bronsted-Lowry es el concepto de ácidos y bases conjugados.

12 ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS
Ejemplos de pares conjugados de ácido-base: H2SO H2O HSO H3O+ H2O NH OH NH4+ Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado

13 Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil. Para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

14 Sustancias anfóteras Hay compuestos capaces de comportarse como ácidos o bases, dependiendo de las sustancias que reaccionen. Algunos ejemplos son H2O, HSO3-, HS-, HCO3-.

15 Ejercicios: En las siguientes disociaciones indique el ácido, la base, el ácido conjugado y la base conjugada: a) HF + H2O F- + H3O+ b) NH4+ + OH NH3 + H2O c) CN- + ______ HCN + H2O

16 3. TEORÍA DE LEWIS (1923) Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió a los ácidos y bases como especies que pueden ceder o acepar electrones. Un ácido es una sustancia que puede aceptar y compartir un par de electrones para formar un enlace covalente dativo. Una base es aquella que puede donar y compartir ese par de electrones para formar un enlace covalente dativo.

17 ÁCIDO DE LEWIS Los ácidos de Lewis son sustancias que aceptan un par de electrones ya que deben cumplir con su octeto.

18 BASE DE LEWIS Las bases de Lewis son sustancias que ceden un par de electrones porque sus electrones están libres para ser compartidos.

19 NEUTRALIZACIÓN Se llama neutralización a la reacción entre sustancias ácidas y básicas. Estas reacciones dan como resultado una sal y agua. Son reacciones exotérmicas donde se libera calor y aumenta la temperatura del sistema. Se representa por la siguiente ecuación:

20 Ejemplos:

21 EJERCICIOS: Realice las siguientes neutralizaciones indicando el ácido, la base, y la sal. a) 2HI + Mg(OH)2 b) 2HCl + Ca(OH)2 c) H2SO4 + 2NaOH

22 EJERCICIOS: Realizar los ejercicios de la página 161 de tu libro de Química. ¡¡¡ A TRABAJAR !!!

23 Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis
ASPECTOS Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis Características del ácido Cede H+ en disolución acuosa Dona o libera electrones Capta electrones Características de la base Cede OH- en disolución acuosa Acepta o capta electrones Libera electrones Ecuación global ácido HA H+ + A- HX + H2O X - + H3O+ A +: B → A B. Ecuación global base BOH B+ + OH- X + H2O HX + OH- A +: B → A B Limitación No explica comportamiento de bases como NH3 No explica comportamiento de especies como BF3 Teoría general Ejemplo NaOH(ac) Na + + OH- NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH- (ac)

24 AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
El agua tiene carácter anfótero, es decir, actúa como ácido o como base. En presencia de un ácido actúa como base mientras que estando junto a una base actúa como ácido. La autoionización es una reacción en la que existe una transferencia de protones entre moléculas de la misma clase.

25 La autoionización del agua se produce de la siguiente manera:
Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

26 PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
La autoionización es un proceso reversible en el cual se puede escribir la expresión de la constante de equilibrio: El agua se autoioniza en una pequeña cantidad produciendo los iones hidronio [H3O+] e hidroxilo [OH- ] formando las siguientes ecuaciones:

27 Cuando se habla de la autoionización del agua se cambia la expresión Kc por Kw llamada constante del producto iónico del agua. Como referencia las concentraciones [H+] y [OH- ] son iguales (ya sea para el agua y otras disoluciones acuosas) y tienen un valor de 1x10-7 M Por lo tanto Kw tiene el valor de 1x10-14 M [H+] = [OH- ] = 1x10-7 M Kw= [H+] x [OH- ] Kw= (1x10-7) x (1x10-7) = 1x10-14

28 Cuando una disolución acuosa posee una mayor concentración de iones H+ que de iones OH-, se dice que es ácida. Cuando una disolución acuosa posee una menor concentración de iones H+ que de iones OH-, se dice que es básica. Cuando una disolución acuosa posee igual concentración de iones H+ e iones OH-, se dice que es neutra.

29 Ejemplo: Calcular la concentración de iones OH- de una disolución acuosa que presenta una concentración de iones H+ igual a 1,1x10-4

30 Ejercicios: La concentración de iones OH- en una disolución limpiadora es de 0,0025 M ¿Cuál es la concentración de iones H+? ¿Cuál es la concentración de iones H+ si la concentración de iones OH- es de 5x10-6? ¿Cómo clasificarías a esta disolución?

31 Concepto de pH pH= - log [H+]
En 1909 el científico Soren Sorensen definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en mol/L. La acidez o basicidad de una disolución está determinada por su valor de pH, en el cual se desarrolla de la siguiente manera. pH= - log [H+]

32 Por lo tanto: Toda sustancia con pH inferior a 7 es ácida. Toda sustancia con pH superior a 7 es básica. Toda sustancia con pH igual a 7 es neutra. La escala pH va desde 0 a 14. Un pH de 7 significa que existe equilibrio entre acidez y alcalinidad y es considerado neutro.

33 Ejercicios: Calcule el pH de una disolución si la concentración de iones H+ es 7,8x10-5 ¿Cómo clasificarías a esta disolución? Cuál es la concentración de iones H+ de una disolución con un pH de 10,6?

34 ¿Cómo funciona el pH en nuestro cuerpo?
El sistema que regula el pH en nuestro organismo intenta mantener el pH en 7,4 y 7,5 (ligeramente alcalino) que es el valor ideal. Si este índice está por encima de 7,8 (excesivamente alcalino) o por debajo de 7 (ácido) existe riesgo para la salud.

35 Concepto de pOH pOH= - log [OH-]
El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo (OH-) y se expresa de la siguiente manera: A partir de las expresiones de pH y pOH se obtiene que: pOH= - log [OH-] pH + pOH = 14

36 Ejemplo: Calcule el pH y el pOH de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) con una concentración de iones [OH-] igual a 3,98x10-3 mol/L

37 Ejercicios: Calcular el pH de una disolución cuya [OH-] = 1,5x10-8
Calcular la concentración de iones [OH-] para una disolución de pH=13

38 Escala de pH y pOH Soren Sorensen planteó una escala de pH relacionando las concentraciones de [H+] y [OH-]. Posee una escala logarítmica variando en una unidad por cada potencia de 10. Según la tabla se concluye que al aumentar la concentración de iones [H+] el pH disminuye y viceversa.

39 Para la escala de pOH la relación es inversa, es decir, al aumentar la concentración de iones [H+] disminuye la cantidad de iones [OH-] y el pOH aumenta.

40 Fuerza relativa de ácidos y bases
El conceptos de ácidos y bases fuertes hace referencia al grado de disociación de estas especies en una disolución ácida. Mientras mas desplazado esté el equilibrio hacia la formación de iones, mayor será la capacidad del acido para donar su protón.

41 Ácidos fuertes y débiles
Son electrolitos que en disolución acuosa se disocian completamente o desde el punto de vista de Bronsted-Lowry, son aquellos de ceder completamente [H+]. Su pH se puede calcular mediante la fórmula: pH= -log [H+]

42 2. Ácidos débiles: Son electrolitos que en disolución acuosa no se disocian completamente en disolución acuosa y tienden a formar equilibrio entre los reactivos y productos. El grado de disociación depende de la constante de equilibrio o constante de acidez (ka). Así tenemos el siguiente ejemplo:

43 Ejercicio: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de CH3COOH sabiendo que Ka (25ºC) = 1,8x10–5 M

44 Bases fuertes y débiles
Son electrolitos que en disolución acuosa se disocian completamente liberando iones [OH-]. Su equilibrio está desplazado hacia la formación de iones y se representa como una reacción irreversible: Su pOH se puede calcular mediante la fórmula: pOH= -log [OH-]

45 2. Bases débiles: Son electrolitos que en disolución acuosa no se disocian completamente en disolución acuosa. El grado de disociación depende de la constante de equilibrio o constante de basicidad (kb).

46 Ejemplo: Calcular el pH de una disolución 0,025 M de amoniaco (NH3) considerando que kb = 1,8x10-5

47 Ejercicio: Calcular el pH de una disolución 0,010 M de metilamina (NH2CH3) considerando que kb = 4,4x10-4

48 LLUVIA ÁCIDA La lluvia ácida es una forma de contaminación ácida, que hace referencia a la caída (deposición) de ácidos presentes en la atmósfera a través de la lluvia, niebla y nieve. Los principales precursores de los ácidos, son los óxidos de azufre (SOx) y los óxidos de nitrógeno (NOx), que son emitidos por las termoeléctricas, los motores de combustión interna de coches y aviones.

49 La lluvia es ligeramente ácida y se produce en lugares sin contaminación con un valor de pH de entre 5 y 6. Cuando el aire se contamina con los óxidos de nitrógeno y azufre el pH puede aumentar a un valor de 3, provocando la acidez de ríos y lagos.