SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA

ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Ácidos, Bases y Electrolitos Definición de ácido y base según: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Definición de electrolitos: -Fuertes y débiles -No electrolitos Ionización de: -Agua (Kw) -Ácidos y bases fuertes -Ácidos y bases débiles (Ka, Kb y % de ionización) Definición de: pH, pOH, [H+], [OH-] Escala de acidez. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Laboratorio: Ácidos, bases y electrolitos. 2

ACIDOS Y BASES ACIDO Del latín Acidus= agrio Ej: vinagre, jugo de limón, HCl, H 2 SO 4.Tienen un sabor agrio o ácido y pueden producir sensación de picazón en la piel. BASE Ej: antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües, NaOH, Al(OH) 3 Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. 3

Definición de Ácido y Base según Arrhenius ÁCIDO: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones H + (H 3 O + ) (también llamado protón) H + + H 2 O → H 3 O + Ej: HCl,HNO 3, H 2 SO 4, H 2 CO 3 Disociación del ácido: HCl → H + + Cl - HNO 3 → H + + NO 3 - BASE: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones Hidroxilo (OH - ) Ej: NaOH, KOH, Ba(OH) 2 Disociación de la base: NaOH + H 2 O → Na + + OH - KOH + H 2 O → K + + OH - Ba(OH) 2 + H 2 O → Ba OH - 4

Definición de Ácido y Base según Bronsted-Lowry ACIDO Sustancia que dona iones H + (protón) a otra sustancia. BASE Sustancia que acepta iones H +. HCl + NH 3 → NH Cl - ACIDO BASE 5

ACIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otra sustancia. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones a otra sustancia. Definición de Ácido y Base según LEWIS 6

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 PAPEL PH (TORNASOL)ROJOAZUL FENOLFTALEINASIN COLORFUCSIA NEUTRALIZACIÓN,NEUTRALIZA BASESNEUTRALIZA ACIDOS 7

IONIZACIÓN Ó DISOCIACIÓN DE ACIDOS, BASES Y SALES Es la separación o disociación de un compuesto en sus iones (+) y iones (–) al estar en solución acuosa. La disociación puede ser total, en un 100 % (  ) o parcial, en muy bajo % ( ⇄ ). Ej: HCl → H + + Cl - KOH → K + + OH - CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + NH 3 ⇄ NH OH - CaCl 2 → Ca Cl - 8

9 ELECTROLITOS Sustancias que en solución acuosa se disocian en iones y CONDUCEN LA ELECTRICIDAD. Pueden ser: ELECTROL.FUERTEELECTROLITO DÉBIL  Se disocian al 100%.  Buen conductor de la electricidad Su reacción de ionización es irreversible KOH → K + + OH - H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 -2  Se disocian en un pequeño %.  Conduce poco la electricidad.  Su reacción de ionización es reversible H 2 CO 3 ⇄ 2H + + CO 3 - NH 3 + H 2 O ⇄ NH OH -

ELECTROLITOS FUERTES DEBILES 10

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

Aplicación del % de Ionización en electrolitos fuertes y débiles 1. ¿Cuál es la [H + ] y el % de ionización de una solución de HCl 0.15 M ? 2. ¿Cuál es la [OH - ] y el % de ionización de una solución de NaOH 0.22 M? 3. ¿Cuál es el % de ionización de una solución de CH 3 COOH 0.13 M que tiene una [H + ]de 0.011M? 4. ¿Cuál es la [OH - ] de una solución de NH 4 OH 0.3 M que se ioniza en un 12% ? 12

13 IONIZACION DEL AGUA El agua se ioniza muy poco, por lo que es mala conductora de electricidad. H 2 O + H 2 O ⇄ H 3 O + + OH - A 25 o C el agua pura contiene concentraciones molares iguales de : [H + ] = = 1 x M [OH - ] = = 1 x 10 – 7 M

14 Constante de Producto Iónico del agua (Kw ó Ka) Kw = [H + ] [OH - ] =1.0 x Si el agua es pura, su Kw ó Ka es: Kw =[1.0 x ] [1x ] =1.0 x Kw = 1.0 x ó

15 ¿Cómo cambian las concentraciones de iones hidrógeno (H + ) e hidroxilo (OH - ) del agua o de las soluciones acuosas, cuando se les agrega un ácido o una base? Recordar que Kw es un constante y no debe cambiar su valor 1.0x influye la adición Al agregar un ácido se liberan H +   [ H+] Si ↑[ H + ], [OH - ] ↓ hasta que [ H + ] x [OH - ] = 1.0x Al añadir una base, se liberan OH -   [OH - ] Si ↑[OH - ], [H + ] ↓ hasta que [H + ] x [OH - ] = 1.0x10 -14

16 Acidas En soluciones Acidas: [H + ] es mayor que 1.0x10 -7 Alcalinas En soluciones Alcalinas: [H + ] es menor que 1.0x10 -7 Neutras: En soluciones Neutras: [H + ] es igual a 1.0x10 -7 Aplicación: Una muestra de bilis tiene una [OH - ] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H + ] ? Se usa Kw = [H + ] [OH - ] =1.0 x y se despeja [H+] R: [H + ] = 1 x M

17 ACIDOS Y ACIDOS y BASES FUERTES: BASES FUERTES Se ionizan casi en un 100% Tienen una ionización irreversible No tienen constantes de ionización (Ka), (Kb) Ej: HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H 2 SO 4 Ácido sulfúrico HNO 3 Ácido Nítrico

18 ÁCIDOS DÉBILES  Se ionizan muy poco (es reversible)  Tienen una constante de ionización (Ka) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la Constante de Equilibrio: Ejemplo: x x ácido acético HC 2 H 3 O 2 ⇄ H + + C 2 H 3 O 2 - Ka = [H + ] [C 2 H 3 O 2 - ] = (x).(x) = x 2 [HC 2 H 3 O 2 ] [HC 2 H 3 O 2 ] [HC 2 H 3 O 2 ]

19 ÁCIDOS DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Ka) HCOOH Ka=2.1x Ácido Fórmico HCN Ka = 4.9 x Acido cianhídr ico HF Ka = 7.2 x Ácido fluorhídri co CH 3 CHOHCOOH Ka = 1.4 x Ácido láctico

20 BASES DEBILES  Se ioniza muy poco y es reversible.  Tienen una constante de ionización (Kb) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la constante de equilibrio Keq: x x Ej: amoníaco NH 3 + H 2 O ⇄ NH OH - Kb = [ NH 4 + ] [ OH -] = x 2 [NH 3 ] [NH 3 ] (NO se toma en cuenta el H 2 O en la expresión de Kb ni en Ka)

21 BASES DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Kb) C 6 H 5 NH 2 Kb: 4.0 x Anilina NH 3 Kb = 1.8 x Amoniaco

22 Es la medida de la concentración de iones [ H + ] ó hidronio [H 3 O + ] en una solución [H + ]=10 – pH Y se calcula con: Ej: 1. El pH de una solución que tiene [H + ] de 1x10 -6 pH=6 2. El pH de una solución que tiene [H + ] pH = -log 6.5 x 10 – 4 = 3.18 pH = - log [H + ] pH (potencial de hidrógeno)

NEUTRO MAS BASICO MAS ACIDO LA ESCALA DE pH (de 1 a 14) El agua pura tiene una [H + ] = 1x10 -7 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

pH DE ALGUNAS SUSTANCIAS 24

25 pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH - ] en una solución [OH - ] = 10 - pOH y se calcula con la fórmula: En toda solución acuosa : pH + pOH = 14 Ej. 1. Si el pH de una solución es 3.2 ¿Cuál es el valor del pOH? pOH = Si [OH - ] en una solución es 0.05 ¿Cuál es el valor del pOH y el pH, es básica ó alcalina? pOH = 1.30 pH = 12.7 Es básica ó alcalina. pOH = - log [OH - ]

3. Si [OH-] en una solución es 0.05, calcule el valor del pOH, el pH, la concentració de [ H + ], es ácida ò alclina? R: pOH = 1.30 pH =12.7 Es básica ó alcalina. Para calcular [H + ], use Kw : [ H + ] [OH - ] = 1x [ H + ] = 2 x M 26

Ejercicios 1. ¿Cual es el pH de una solución de HCl M ? La [H+] es igual a la [HCl] por ser electrolito fuerte. R: pH = - log [H + ] pH = Calcule el pH de una solución de NaOH M La [OH - ] es igual a la [NaOH] por ser electrolito fuerte. R: pH =

Cálculo del valor de [H + ] y [OH - ] a partir de valores de pH Se utilizan las siguientes fórmulas: [H + ]=10 – pH [OH - ]=10 - pOH ó [H + ]= _ 1____ antilog pH Ej: 1. Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7. R: [H + ] = 10 -pH = 10 – 3.7 = [H + ] =1.99 x Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8 R: [OH - ] = 10 -pOH = = [OH - ] = 1.58 x 10 -3

29 Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el pH de las siguientes 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

Calcular 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 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: 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 = 2.63 Ahora calcular el % de ionización: % ionización = [H + ] x100 [CH 3 COOH] % ionización = 2.32 x x100 = % 0.3

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 %. HCOOH ⇋ HCOO - + H + Las concentraciones son [ HCOOH] = 0.25 [HCOO - ] = 6 % = 1.5 x M Ambas son iguales, se ionizan en la misma proporción 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 pH = 14-pOH pH = =11.62 % de ionización = [ OH - ] = 100 [ C 9 N 3 H] % ionización = 4.2 x = 1.4 % 0.3

32 EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles) 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 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 - 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 -

Calcule el pH de una solución de 0.3 M de trimetilamina C 3 H 9 N si Kb = 6.0 x C 3 H 9 N + H 2 O ⇋ C 3 H 9 NH + + OH - x x Kb = [C 3 H 9 NH+] [OH-] [C 3 H 9 NH ]  6 x = (x)(x) /0.3 X =√ 6 x x 0.3 = 4.2 x como X = [OH - ]  [ OH-] = 4.2 x pOH = –log 4.2 x =