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

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

NEUTRALIZACION. ACIDO + BASE  AGUA + SAL

Ionización del agua. H20  H+ + OH- CONSTANTE IONICA DEL AGUA. Ka = H+ OH- = 1x10-14 (25 C). 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   = M/L

SOLUCIONES ÁCIDAS H+ > OH- SOLUCIONES BÁSICAS H+ < OH- En las soluciones ácidas H+ es mayor de 1 x 10-7 En las soluciones básicas H+ es menor de 1 x 10-7 En las soluciones neutras H+ es igual a 1 x 10-7

Ej. 1. Una muestra posee una OH- de 3.5 x 10-3 . ¿Cuál es la H+?

Ácidos fuertes: NO POSEE Ka. Su ionización ocurre en un solo sentido. Ej. HNO3  H+ + NO3- HCl  H+ + Cl-  H+ = ACIDO.

Base fuerte No posee Kb. Su ionización ocurre en un solo sentido. Ej. NaOH  Na+ + OH- KOH K+ + OH- OH- = BASE.

Ácido débil su ionización es reversible. Posee una constante del producto iónico. (Ka). Ej. HCN  H+ + CN- Ka = 4 x 10-10

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

Ejercicios ¿Cual es el pH de Una solución 0.05 M de HCl? HCl  H+ + Cl- PH = - log H+  pH = - log 0.05

Ej. Calcule el pH de una solución 0.05 M de NaOH. NaOH Na+ + OH-  OH- = 0.05M 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 8.9

3.Una bebida deportiva posee una H+ igual a 3.4 x 10-4. Calcule el pH, pOH, OH-.

1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0. 12M , con Ka =1 1. Para una solución de ácido acético CH3COOH 0.12M , 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) 0.25 M , ionizada al 1.4%