ACIDOS Y BASES.

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1 ACIDOS Y BASES

2 IONIZACION: Proceso de disociación de una sustancia en sus iones respectivos al entrar en contacto con el agua

3 ELECTROLITOS: Sustancia que en solución acuosa está disociada en sus iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica.

4 Electrolitos fuertes Son sustancias que se disocian 100% y que conducen fuertemente la energía eléctrica. Ej: HCl  H+ +Cl- KOH  K+ + OH- NaCl  Na Cl – La reacción de ionización ocurre en un solo sentido

5 Electrolitos débiles:
Son sustancias que se disocian en un pequeño porcentaje y conducen débilmente la corriente eléctrica. Ej. NH3 + H2O  NH4+ + OH- CH3COOH  CH3COO- + H+ la reacción de ionización es reversible

6 No electrolito Sustancia que no se disocia y por lo tanto no conduce la electricidad

7 ACIDO Arrhenius: Sustancia que aumenta la concentración de H+ en solución acuosa. Ej: a. HCl  H+ + CL- b. HNO3  H+ +NO3– c. CH3COOH  CH3COO- + H+

8 Bronsted-Lowry: sustancia que dona iones H+.
EJ: Válidos para los ejemplos a, b y c anteriores. LEWIS: sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

9 BASE Arrhenius: Sustancia que aumenta la concentración de OH- en solución acuosa. Ej. a. NaOH  Na+ + OH- b. Mg(OH)2  Mg OH- c. NH3 + H20  NH4+ + OH-

10 Bronsted-Lowry: sustancia que acepta iones H+.
NH3 + H2O  NH OH- CH3COO- + H+  CH3COOH Lewis: sustancia capaz de donar un par de electrones

11 NEUTRALIZACION. ACIDO + BASE  AGUA + SAL

12 Ionización del agua. H20  H+ + OH- CONSTANTE IONICA DEL AGUA.
Ka = H+ OH- = 1x (25 C). H+ = 1x OH- = 1x 10-14 OH- H+ En el agua pura y soluciones neutras: H+ = OH- H+ = 1 x 10-7 OH- = 1x   = M/L

13 SOLUCIONES ÁCIDAS H+ > OH-
SOLUCIONES BÁSICAS H+ < OH- En las soluciones ácidas H+ es mayor de 1 x 10-7 En las soluciones básicas H+ es menor de 1 x 10-7 En las soluciones neutras H+ es igual a x 10-7

14 Ej. 1. Una muestra posee una OH- de 3.5 x ¿Cuál es la H+?

15 Ácidos fuertes: NO POSEE Ka. Su ionización ocurre en un solo sentido.
Ej. HNO3  H+ + NO3- HCl  H+ + Cl-  H+ = ACIDO.

16 Base fuerte No posee Kb. Su ionización ocurre en un solo sentido. Ej.
NaOH  Na+ + OH- KOH K OH- OH- = BASE.

17 Ácido débil su ionización es reversible. Posee una constante del producto iónico. (Ka). Ej. HCN  H+ + CN- Ka = 4 x 10-10

18 Se les puede calcular el % de ionización de la sig. Manera
HCN  H+ + CN- % = H+ x 100 HCN

19 Base débil Su ionización es reversible.
Posee una constante del producto iónico. (Kb.) Ej: NH4OH  NH4 + OH Kb= 1 x 10-5 BOH  B+ + OH- Kb= B+  OH- = NH4+ OH- BOH NH4OH

20 Se les puede calcular % de Ionización
BOH  B+ + OH- % = OH- x 100 BOH

21 pH Se define como el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia es decir el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log H+

22 0 1 2 3 4 5 6  7  8 9 10 11 12 13 14 más ácido neutro más básico

23 Ejercicios ¿Cual es el pH de Una solución 0.05 M de HCl?
HCl  H+ + Cl- PH = - log H+  pH = - log 0.05

24 Ej. Calcule el pH de una solución 0.05 M de NaOH.
NaOH Na+ + OH-  OH- = 0.05M pOH= - logOH- pH + pOH = 14

25 Calcular H+ y OH- a partir del PH:
H+ = 10-pH EJ: Calcule H+ de una solución cuyo pH es de 8.9

26 3.Una bebida deportiva posee una H+ igual a 3.4 x 10-4.
Calcule el pH, pOH, OH-.

27 1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0. 12M , con Ka =1
1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0.12M , con Ka =1.8 X 10-5 Calcule: [H+] pH pOH Porcentaje de ionización 2. Calcule la Kb, el pOH y el pH de una solución de Hidróxido de amonio (NH4OH) 0.25 M , ionizada al 1.4%