Descargar la presentación
La descarga está en progreso. Por favor, espere
1
ÁCIDOS Y BASES
2
Características BASES: ÁCIDOS: Tiene sabor amargo. Tienen sabor agrio.
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. ÁCIDOS: 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.
3
1.- Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.
4
Disociación ÁCIDOS: HA (en disolución acuosa) H++A– Ejemplos: BASES:
HCl (en disolución acuosa) H+ + Cl– H2SO4 (en disolución acuosa) 2 H+ + SO42– BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
5
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–)
6
2.- Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”. BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
7
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”. ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+ – H+
8
Ejemplo de par Ácido/base conjugado
Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)
9
3.- Teoría de Lewis ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
10
Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).
11
Teoría de Lewis Asi , sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: AlCl :NH Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H
12
Equilibrio de ionización del agua.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido puro, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua”
13
Escala de pH
14
Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2 En el caso del agua pura: H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7
15
Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
17
Fuerza de ácidos Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
18
Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+ HCO3– + H2O CO32– + H3O+ HCO3– · H3O+ CO32– · H3O+ Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3– Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
19
Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (H2O constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O BH+ + OH– BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B (K basicidad)
20
Fuerza de ácidos y bases (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
22
Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Equilibrio: NH3 + H2O NH OH– conc. in.(mol/l): 0, conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 ,2 – x De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = ,28
23
HF(ac) H+(ac) + F-(ac)
Calcule el pH de una disolución 0,5 M de HF (Ka=7,1·10-4). HF(ac) H+(ac) + F-(ac) En equilibrio existen: HF, H+ y F- HF(ac) H+(ac) + F-(ac) Inicio (M) , Equilibrio(M) ,5-x x x Ka = (x)(x) / (0,5 –x) = x2 / (0,5 –x) Aproximación del cálculo: A veces la ecuación de 2º grado se puede simplificar. Cuando la Ka es suficientemente pequeña, x es despreciable frente a Co : 0,5-x 0,5 Ka = x2 / (0,5 –x) x2 / (0,5) X = 1,9·10-2 M, pH = 1,72.
24
En general la aproximación es justificada si:
C0 / K > 400 [HA]0/Ka > 400 Para el ejemplo anterior: [HA]inic/Ka = 0,5 / 7,1·10-4 = 704 > 400 “se puede aproximar”
25
[HA]inic/Ka = 0,05/7,1·10-4 = 70,4 < 400
Si la concentración inicial de HF es 0,05 M, esta aproximación es valida?. [HA]inic/Ka = 0,05/7,1·10-4 = 70,4 < 400 No se justifica, por lo tanto hay que resolver la ecuación de 2º grado. HF(ac) H+(ac) + F-(ac) Inicio (M) , Equilibrio(M) ,05-x x x Ka = x2 / (0,05 –x) x2 + 7,1·10-4x -3,6·10-5 = O x1= 5,6·10-3 M y x2 = -6,4·10-3 M (físicamente imposible). x = [H+] = 5,6·10-3 M pH= 2,25
26
NH3(ac)+ H2O NH4+(ac) + OH- (ac) Equilibrio 0,01 – x x x
PARA LAS BASES: Calcule el pH de una disolución 0,01 M de NH3 (Kb= 1,8x10-5). NH3(ac)+ H2O NH4+(ac) OH- (ac) Equilibrio ,01 – x x x Kb = [NH4+][OH-] / [NH3] Kb = X2 / (0,01 –X) ¿Aproximación?: Cb/Kb = 0,01/1,8x10-5 = 555,6 > (es posible) Kb X2 / (0,01) X = [OH] = (1,8·10-5·0,01) = 4,24·10-4 M; pOH = 3 ,37 pH = ,37 pH = 10,63.
27
EJERCICIOS: 1-Calcular el pH de la disolución obtenida al diluir 10 ml de una disolución de hidróxido sódico 2 M con agua, hasta un volumen final de 250 ml. R:12.9 2.- Calcule el pH de 50 ml de amoniaco M. Kb= 1, R:11,48 3.- Se desea saber el pH aproximado de una disolución acuosa de amoniaco, 0,150 M si la constante de ionización del NH3 es 1,75 x R:11,21 4.- Se forma una disolución adicionando 50 ml de agua destilada a 150 ml de una disolución 0,1 M de amoniaco. Calcular el pH de la nueva disolución. DATOS: Kb NH3 = 1,8 x R:11,07
28
TAREA: ¿Qué es el porcentaje de ionización?¿Cómo se calcula?
Presentaciones similares
© 2024 SlidePlayer.es Inc.
All rights reserved.