ACIDOS Y BASES

IONIZACION: Proceso de disociación de una sustancia en sus iones respectivos al entrar en contacto con el agua

ELECTROLITOS: Sustancia que en solución acuosa está disociada en sus iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica.

Electrolitos fuertes Son sustancias que se disocian 100% y que conducen fuertemente la energía eléctrica. Ej: HCl  H+ +Cl- KOH  K+ + OH- NaCl  Na + + Cl – La reacción de ionización ocurre en un solo sentido

Electrolitos débiles: Son sustancias que se disocian en un pequeño porcentaje y conducen débilmente la corriente eléctrica. Ej. NH3 + H2O  NH4+ + OH- CH3COOH  CH3COO- + H+ la reacción de ionización es reversible

No electrolito Sustancia que no se disocia y por lo tanto no conduce la electricidad

COMPARACIÓN: 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-

ACIDO Arrhenius: Sustancia que aumenta la concentración de H+ en solución acuosa. Ej: a. HCl  H+ + CL- b. HNO3  H+ +NO3– c. CH3COOH  CH3COO- + H+

Bronsted-Lowry: sustancia que dona iones H+. EJ: Válidos para los ejemplos a, b y c anteriores. LEWIS: sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

BASE Arrhenius: Sustancia que aumenta la concentración de OH- en solución acuosa. Ej. a. NaOH  Na+ + OH- b. Mg(OH)2  Mg+2 + 2OH- c. NH3 + H20  NH4+ + OH-

Bronsted-Lowry: sustancia que acepta iones H+. NH3 + H2O  NH4+ + OH- CH3COO- + H+  CH3COOH Lewis: sustancia capaz de donar un par de electrones

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

Acidos y bases conjugadas

Ionización del agua. H20  H+ + OH- CONSTANTE IONICA DEL AGUA. Kw = H+ OH- = 1x10-14 (25 0C). H+ = 1x 10-14 OH- = 1x 10-14 OH- H+ En el agua pura y soluciones neutras: H+ = OH- H+ = 1 x 10-7 OH- = 1x 10-7   = Mol/L

SOLUCIONES ÁCIDAS H+ > OH- SOLUCIONES BÁSICAS H+ < OH- 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

Ej. 1. Una muestra posee una OH- de 4.8 x 10-4 . ¿Cuál es la H+?

Ácidos fuertes: NO POSEE Ka. Su ionización ocurre en un solo sentido “se ioniza 100%” Ej. HNO3  H+ + NO3- HCl  H+ + Cl-  H+ = [ACIDO]

Ácidos fuertes: HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico HClO4 Ácido Perclórico

Base fuerte No posee Kb. Su ionización ocurre en un solo sentido “se oniza 100%” Ej. NaOH  Na+ + OH- KOH K+ + OH- OH- = [BASE]

Ácido débil su ionización es reversible. Posee una constante del de ionización (Ka) Ej: HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2]

Se les puede calcular el % de ionización de la sig. Manera HCN  H+ + CN- % = H+ x 100 HCN

Base débil Su ionización es reversible. Posee una constante del producto iónico. (Kb.) Ej: NH4OH  NH4 + OH- Kb= 1 x 10-5 BOH  B+ + OH- Kb= B+  OH- = NH4+ OH- BOH NH4OH

Se les puede calcular % de Ionización BOH  B+ + OH- % = OH- x 100 BOH

pH Se define como el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia es decir el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log H+

0 1 2 3 4 5 6  7  8 9 10 11 12 13 14 más ácido neutro más básico Escala de pH: 0 1 2 3 4 5 6  7  8 9 10 11 12 13 14 más ácido neutro más básico

Ejercicios ¿Cual es el pH de Una solución 0.08 M de HCl? HCl  H+ + CL- PH = - log H+  pH = - log 0.08

Ej. Calcule el pH de una solución 0.08 M de NaOH. NaOH Na+ + OH-  OH- = 0.08M pOH= - logOH- pH + pOH = 14

Calcular H+ y OH- a partir del PH: H+ = 10-pH EJ: Calcule H+ de una solución cuyo pH es de 8.2

3.Una bebida deportiva posee una H+ igual a 5.6 x 10-5. Calcule el pH, pOH, OH-.

1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0. 15M , con Ka =1 1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0.15M , con Ka =1.8 X 10-5 Calcule: [H+] pH pOH Porcentaje de ionización 2. Calcule la Kb, el pOH y el pH de una solución de Hidróxido de amonio (NH4OH) 0.22 M , ionizada al 1.2%