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

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

2 ACIDOS Y BASES 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 BASE Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios, jabón. 2

3 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 (H 3 O + ). H + + H 2 O H 3 O + Ej : HCl, HNO 3,, H 2 SO 4, H 2 CO 3 Ej : HCl, HNO 3,, H 2 SO 4, H 2 CO 3 HCl + H 2 O H 3 O + (ac) + Cl - (ac) HCl + H 2 O H 3 O + (ac) + Cl - (ac) HCl + H 2 O H+ + Cl - HCl + H 2 O H+ + Cl - BASE Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH + H2O Na+ + OH- NaOH + H2O Na+ + OH-

4 4 Definiciones :BRONSTED-LOWRY ACIDO: Sustancia que dona un protón, (ion H + ) a otra sustancia. BASE: Sustancia que acepta un protón HCl + NH 3 NH Cl - HCl + NH 3 NH Cl - ACIDO BASE ACIDO BASE Note el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta

5 5 LEWIS LEWIS ACIDO :Sustancia que puede aceptar un par de electrones. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. acido Base acido En el ejemplo de abajo, el NH 3 es la base porque aporta el par de electrones y el BF 3 es él ácido por que los acepta

6 Tabla comparativa de las diferentes definiciones de ácido y base. CARACTERISTICASACIDOSBASES ARRHENIUSLibera H + Libera OH - BRONSTED & LOWRYDONA H + ACEPTA H + LEWISACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOSSI SABORAGRIOAMARGO SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH)ROJOAZUL FENOLFTALEINASIN COLORFUCSIA NEUTRALIZACIÓN,NEUTRALIZA BASESNEUTRALIZA ACIDOS 6

7 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 - HCl H + + Cl - KOH K + + OH - KOH K + + OH - CH 3 COOH CH 3 COO - + H + CH 3 COOH CH 3 COO - + H + NH 3 NH OH - NH 3 NH OH - CaCl 2 Ca Cl - CaCl 2 Ca Cl -

8 8 ELECTROLITOS Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad. FUERTEDEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la electricidad La reacción de ionización ocurre en un solo sentido (irreversible). KOH K + + OH - H NO 3 H + + NO 3 - 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. C 6 H 5 COOH H + + C 6 H 5 COO - NH 3 + H 2 O NH OH -

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

10 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 Alcohol Gasolina Gasolina Azúcar Azúcar azúcar

11 11 IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en forma pura, debido a que se ioniza muy poco. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - A 25°C, en el agua pura: la [ H + ] = [OH - ] y tiene el siguiente valor. 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 12 Constante de Producto Iónico del agua (Kw) Kw = [H + ] [OH - ] Kw = [1.0 x ] [1x ] Kw = 1.0 x K H 2 O = 1.0 x10 -14

13 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 - ] = 1.0x Si [OH - ] [H + ] hasta que [H + ] [OH - ] = 1.0x10 -14

14 14 Acidas En soluciones Acidas: [H + ] >1.0x10 -7 Alcalinas En soluciones Alcalinas:[H + ] < 1.0x10 -7 Neutras: 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 15 ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS FUERTES: Son aquellos que se ionizan totalmente en agua(100%). Tiene una ionización irreversible. Ejemplo : Son aquellos que se ionizan totalmente en agua(100%). Tiene una ionización irreversible. Ejemplo : HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H 2 SO 4 Ácido sulfúrico HNO 3 Ácido Nítrico HClO 4 Ácido Perclórico

16 16 ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción. Se ionizan en pequeña proporción. Tienen una ionización reversible Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka) Poseen una constante de ionización (Ka) HC 2 H 3 O 2 H + + C 2 H 3 O 2 - Ka= [H + ] [C 2 H 3 O 2 - ] [HC 2 H 3 O 2 ] [HC 2 H 3 O 2 ] HCOOHÁcido FórmicoC 3 H 5 (COOH) 3 Ácido Cítrico H 2 CO 3 Ácido carbónico CH 3 CHOHCOOH Ácido láctico

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

18 18 BASE DEBIL Se ionizan parcialmente en agua Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb). Poseen una constante de ionización (Kb). NH 4 OH NH OH - NH 4 OH NH OH - Kb = [ NH 4 + ] [OH - ] [NH 4 OH] [NH 4 OH] Mg(OH) 2 Hidróxido de Magnesio NH 3 Amoniaco

19 19 pH El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H 3 O + ] ó [ H + ] en una solución. Y se calcula: Ejemplo Calcule el pH de una solución que posee [ H + ] = pH = -log 6.5 x 10 – 4 = 3.18 pH = - log [H + ]

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

21 pH de algunas sustancias 21

22 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.? 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 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, HNO 3, 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 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 - ] = Resuelva,calculando pOH = -log = 1.62, ahora aplique pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 1.62 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 = Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

26 26 Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el pH de las sigs, soluciones: 1)[H+] = 2.5 x ) pOH = 4.2 2)NaOH M 5) HCl 0.50 M 3)[OH - ] = 2.0 x ) NaOH 0.28M Calcule la [H + ] y [OH - ] en soluciones con : 7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH = 1.8

27 Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles. Considere el siguiente ácido débil. CH 3 COOH + H 2 O * CH 3 COO - + H + Ka = [CH 3 COO - ] [ H + ] [ CH 3 COOH ] Considere la siguiente base débil CH 3 NH 2 + H 2 O * CH 3 NH OH – Kb = [ CH 3 NH 3 + ] [ OH - ] [ CH 3 NH 2 ] * Note no se toma en cuenta la [ H 2 O] en la Ka y Kb, los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.

28 28 % 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 Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH 3 COOH) con K a =1.8 x Resolución: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + x x Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces Ka = [CH 3 COO - ] [H + ] 1.8 x = (x)(x) l.8x10 -5 = X 2 [CH 3 COOH ] X 2 = 1.8 x (0.3) X = 5.4 x x = 2.32 x Como X = [H+] [H+] = 2.32 x pH = -log [H + ] = -log 2.32x10 -3 = 2.63 pH = También podemos calcular el % de ionización de la sig. Manera: % ionización = [H + ] x100 % ionización = 2.32 x x100 [CH 3 COOH] 0.3 = 0.77 %

30 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] = 0.25 ( valor ya dado en el problema) [ HCOO - ] = 6 x 0.25 /100 = 1.5 x [H+ ] = 6 x 0.25 / 100 = 1.5 x Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x ) ( 1.5 x ] [ HCOOH ] ( 0.25 ) Ka = 2.25 x 10 – 4 pH = - log [ H + ] pH = - log 1.5 x = 1.82

31 31 EJERCICIOS 1)Para una solución de ácido acético (HC 2 H 3 O 2 ) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x HC 2 H 3 O 2 H + + C 2 H 3 O 2 - 2) Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x C 6 H 5 NH 2 C 6 H 5 NH OH -

32 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 - 32

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


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