Ácidos y Bases QUÍMICA.

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1 Ácidos y Bases QUÍMICA

2 H2CO3 CO2 + H2O

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4 Ácido fórmico vinagre Ácido acético

5 Ácido cítrico

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7 Svante August Arrhenius (1859-1927)
ÁCIDO: Sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius ( )

8 Svante August Arrhenius (1859-1927)
BASE: Las bases son sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones   OH–. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius ( )

9 Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
1932-Teoria ácido-base Johannes Nicolaus Brønsted ( ) Thomas Martin Lowry ( )

10 Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry Ión hidronio

11 Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry Ión hidroxilo La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

12 Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+)
Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+) ácido conjugado base conjugada base ácido

13 Par Ácido-base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (dona H+) hay otra que se comporta como base (acepta H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base acepta H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

14 acido base Base conj. Acido conj.
Pierde H+ HNO2 + H2O NO H3O+ acido base Base conj Acido conj. Gana H+ Prof.Tatiana Zuvic M.

15 Base Acido Ac conj. Base conj.
Gana H+ NH H2O NH OH - Base Acido Ac conj Base conj. Pierde de H+

16 Teoría de Lewis Ácidos: “Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. Lewis, Gilbert Newton ( ) F B F N H • H F B F N H H + ácido base

17 Teoría de Lewis Bases: “Una sustancia que puede donar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”. Lewis, Gilbert Newton ( )

18 Electrolitos fuertes y débiles
Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones Cationes: especie química con carga neta positiva Aniones: especie química con carga neta negativa

19 Electrolitos fuertes y débiles

20 Ácido fuerte Ácido débil Antes de la Ionización En el equilibrio

21 Electrólito fuerte: Están totalmente disociados
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) H2O Electrólito débil: no se disocia por completo CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

22 Ácidos débiles son electrólitos débiles
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac) HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac) H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac) Ácidos fuertes son electrólitos fuertes HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac) H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

23 Bases débiles son electrólitos débiles
F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Bases fuertes son electrólitos fuertes NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H2O Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) H2O

24 Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida
HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka = [H+][A-] [HA] Ka es la constante de ionización ácida ácido débil fuerza Ka pKa = -log Ka

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26 El ácido nicotínico es un ácido orgánico monoprótico débil que podemos representar como HA.
Se encontró que una disolución diluida de ácido nicotínico contenía las siguientes concentraciones de equilibrio a 25 °C. [HA] = 0,019 M; [H+] = [A-] = 5,2 x 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Ka?

27 Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10-7 y 2,5x10-4 respectivamente. ¿Cuáles son sus valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor acidez? % ionización = Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un ácido cualquiera, HA, está ionizado un ,2 % Calcular su constante de ionización.

28 HCl H++ Cl- ACIDOS FUERTES Después de la disociación, en el equilibrio
Antes de la disociación Después de la disociación, en el equilibrio Disociación de un ácido fuerte HCl H++ Cl-

29 Ka = [H+][A-] / [AH] ACIDOS Y BASES DEBILES AH H+ + A-
Después de la disociación, en el equilibrio Antes de la disociación Disociación de un ácido debil Ka = [H+][A-] / [AH] AH H+ + A- Constante de disociación ácida

30 Bases débiles y su constante de ionización básica
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) Kb = [NH4+][OH-] [NH3] Kb es la constante de ionización básica fuerza de base débil Kb pKb = -log Kb

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32 Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un ion H+.
Por ejemplo el H3PO4 es triprótico. La constantes sucesivas siempre van disminuyendo

33 Ácido cítrico

34 Propiedades ácido-base del agua (anfótero)
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) autoionización del agua O H + - [ ] ácido conjugado base H2O + H2O H3O+ + OH- base conjugada ácido

35 El producto iónico del agua
Kc = [H+][OH-] [H2O] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [H2O] =constante Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular. A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

36 Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde
[H+] = 6,2 x 10-4. Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular la concentración de los iones [H+].

37 Soluciones diluidas [H+] = [moles/litro] con potencia negativa de 10.
Por ejemplo la [H+] en una solución saturada de CO2 es ,3 x 10-4 M, y en una solución 0,5 M de ácido acético es 3 x 10-3 M. Para lograr que la notación sea compacta y la expresión breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz Sorensen ( ) propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH y definida como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en moles/litro): pH = -log [H+]

38 El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+] La disolución es A 250C neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+] pH 7 ácida básica

39 pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00

40 El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región en un día particular fue ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

41 ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = – pOH = log(0.036) = 12.56

42 Ejemplo: El pH medido de una disolución 0,100 M de un ácido monoprótico débil, de la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese ácido. Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución 0,40 M de amoniaco? Las especies importantes en la disolución de amoniaco son NH3, NH4 y OH-.

43 pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Cerveza Agua destilada Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

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45 Medidor digital de pH

46 Cinta de papel

47 pH

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49 Reacciones de Neutralización
La neutralización es la reacción entre un ácido con una base para formar agua y sal. HCl (ac) + NaOH (ac) H2O + NaCl (ac) HNO3 (ac) + KOH (ac) H2O + KNO3 (ac)

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51 Titulación ácido -base
En una titulación una disolución de concentración exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo de determinar su concentración) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones está completa. Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de) el punto de equivalencia

52 Titulación ácido -base
(concentración conocida) ácido (concentración desconocida) Punto de equivalencia

53 INDICADORES ÁCIDO-BASE.
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa HIn (aq) + H2O (l) Forma ácida (color 1) In- (aq) + H3O+ (aq) Forma básica (color 2) Fenolftaleína Punto de equivalencia

54 Amarillo pH >4,2 Rojo pH <3,2 Naranja de metilo

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56 Punto de equivalencia En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son iguales a los moles de base (si la unidad de concentración es molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por la ecuación: moles (OH–) = moles(H3O+) (molaridad o molalidad) Equivalentes-g(OH–) = Equivalentes-g (H3O+) (normalidad) Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido

57 Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras
Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

58 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

59 Capacidad amortiguadora del plasma El plasma tiene pH 7. 4 ( 7. 35 - 7
Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2. Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2.

60 Titulación ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac) OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l) 0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

61 Titulación ácido débil- base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

62 Titulación ácido fuerte-base débil
HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) En el punto de equivalencia(pH < 7): NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

63 Referencias -Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid -Hill, Jhon; Kolb, Doris. Química para el nuevo milenio. 8a ed. Pearson. México -Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó -Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. España -Garritz, A.; Charmizo, J. A. Química. Adinson Wesley Longman. México -Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco -Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997. -Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2a ed. Pearson. México -Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México -