ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

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

1 ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS
Semana 12 Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

2 ACIDOS Y BASES ACIDO BASE
Del latín Acidus= agrio Ejemplos Vinagre, jugo de limón. Tiene un sabor a agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Sustancias como antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües. Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.

3 TEORIA DE ARRHENIUS ACIDO
Es una sustancia que produce iones de hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua. El ión hidrogeno (H+) es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión hidronio (H3O+) . H+ + H2O → H3O+ (El nombre protón también se usa como un sinónimo del ion hidrógeno, H+ debido a que la pérdida del electrón de valencia de un átomo de hidrógeno neutro, deja únicamente el núcleo del hidrógeno, un protón.)

4 Ejemplo : HCl , HNO3 HCl (g) + H2O (l) → H+(ac) + Cl - (ac) HNO3 + H2O(l) H+ (ac) + NO3- (ac)

5 BASE Compuestos iónicos que se disocian en un ion metálico y en iones hidróxido (OH-) cuando se disuelve en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH + H2O → Na+ + OH- KOH + H2O → K+ + OH- Ba(OH)2 + H2O → Ba+ + 2 OH-

6 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
ACIDO: Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia. HCl + H2O → H3O+ + Cl- ACIDO BASE

7 Sustancia que acepta un protón (H+) de otra sustancia.
BASE: Sustancia que acepta un protón (H+) de otra sustancia. H2O + NH3 → OH – + NH4+ ACIDO BASE

8 Ejemplos

9 Sustancia que puede aceptar un par de electrones.
TEORIA DE LEWIS ACIDO Sustancia que puede aceptar un par de electrones. Para poder aceptar un par de electrones debe tener un orbital vacío de baja energía o un enlace polar con el hidrógeno para poder donar el H+ (el cual tiene un orbital 1s vacío). Por tanto, la definición de Lewis de acidez incluye además del H+ varios cationes metálicos como el Mg+2 .

10 Compuestos de elementos del grupo 3A, como el BF3 y el AlCl3 son ácidos de Lewis porque tienen orbitales de valencia sin llenar y pueden aceptar un par de electrones de una base de Lewis Varios compuestos de metales de transición como TiCl4, FeCl3, ZnCl2 y SnCl4 son ácidos de Lewis.

11 ALGUNOS ACIDOS DE LEWIS

12 BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. Una base de Lewis es un compuesto con un par de electrones no enlazado que puede utilizarse para enlazar un ácido de Lewis. El H2O, con sus dos pares de electrones no enlazados en el oxígeno, actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones a un H+ en la formación del ion hidronio, H3O+.

13 La mayor parte de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno o nitrógeno pueden actuar como bases de Lewis porque tienen pares de electrones no enlazados

14 Algunas Bases de Lewis

15 lewis LEWIS ACIDOS BRONSTED-LOWRY ARRHENIUS ACIDOS

16 COMPARACIÓN CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS PRODUCE H+
PRODUCE OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+ LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOS SI SABOR AGRIO AMARGO SENSACIÓN PUEDE PICAR JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

17 IONIZACION Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua se disocia en sus iones respectivos. Ejemplo : HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3 ⇄ NH4+ + OH-

18 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- H2SO4 → 2H++ SO4-2 Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad. Su reacción de ionización es reversible H2CO3 ⇄ 2H+ + CO3- NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

19 ELECTROLITOS FUERTES DEBILES

20 NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o solución, NO conducen corrientes eléctricas. Ejemplo Alcohol Gasolina Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

21 IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, debido a que es muy poco ionizada. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- Concentración en el agua a 25 °C [H+] = = 1 x M [OH-] = = 1 x 10 – 7 M

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

23 ¿Cómo influye la adición de un ácido y de una base al agua en las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ? Si ↑[ H+ ] entonces [OH-] ↓ hasta que la [ ] = 1.0x10 -14 Si ↑[OH -] entonces [H+ ] ↓ hasta que la [ ] = 1.0x10 -14

24 En soluciones Acidas: [H+] es mayor 1.0x10 -7
En soluciones Alcalinas:[H+] es menor 1.0x10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7 Ejemplo : Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ?

25 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

26 ACIDOS DEBILES Se ionizan en pequeñas proporciones.
Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka) HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2] H3PO4 Ácido Fosfórico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico H2CO3 Ácido carbónico H3BO3 Ácido Bórico HF Acido Fluorhídrico H2S Acido sulfhídrico

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

28 BASE DEBIL NH4OH ⇄ NH4+ + OH- 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

29 pH El pH de una solución es la medida de la concentración de iones hidrogeno en una solución, [H+] pH = - log [H+]

30 Toda solución neutra tiene un pH 7
El agua tiene una [ ] de iones hidrógeno de 1x10 -7 moles/litro 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

31 Algunos pH

32 Cuando menor el pOH mayor alcalinidad
Se define como la medición de la concentración de iones hidroxilo en una solución, [OH -] Cuando menor el pOH mayor alcalinidad pOH = - log [OH-]

33 Uso de la calculadora (Casio) para calculo de pH
Relación pH y pOH pH + pOH = 14 Uso de la calculadora (Casio) para calculo de pH Para calcular el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidrogeno de [H+] = 2.5x 10-5 , entonces : OPRIMIR : Respuesta : 4.60 - log 2 . 5 EXP - 5 =

34 Calcular la [H+] de una solución con un pH = 3.6 OPRIMIR :
RESPUESTA: 2.51 X 10-4 SHIFT log - 3 . 6 =

35 Ejercicios Calcular el pH de cada una de las siguientes soluciones:
[H+] = 3.5 x ) pOH = 4.2 NaOH M ) HCl M [OH-] = 2.0 x ) NaOH M Calcule la [H+] en las soluciones con : 7) pH= ) pOH = ) pH= 1.8

36 % de Ionización Ácidos : Bases: [ácido inicial] [base inicial]
% de ionización = [ácido ionizado] x 100 [ácido inicial] % de Ionización = [base ionizado] x 100 [base inicial]

37 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-

38 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-

39 Fin