Bilma Yupanqyui Porras. ACIDOS Y BASES Bilma Yupanqyui Porras.

ACIDOS Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Tornan de rojo al papel de tornasol Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

BASES Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Tornan de azul al papel de tornasol Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

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 en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

Disociación de arrhenius ÁCIDOS: HAc (en disolución acuosa)  Ac– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

Teoría de Brönsted-Lowrry ÁCIDOS: “Sustancia que cede H+”. BASES: “Sustancia que acepta H+”. Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) Acido Base Acido Conjugado Base Conjugado 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– Base Acido Acido Conjugado Base Conjugado En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)

Teoría de Lewis ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de e- 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”.

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+).

Ejemplo de ácido y base según lewis De esta manera, sustancias que tienen átomos de hidrógeno, pueden ser bases 

Electrolitos Son sustancias que en solución pueden conducir la corriente eléctrica. Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: (  ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

Ionización de un ácido debil Consideremos al ácido Débil : Hac La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Ka Si Ka <10-5 HAc  H+1 + Ac- Concentración inicial CAo -- -- Concentración cambio -αCAo αCAo αCAo Concentrac. Equilibrio CAo-αCAo αCAo αCAo H+ · Ac– Ka =----------------- HAc αCAo ·  αCAo  Ka =-------------------  CAo - αCAo  αCAo 2 Ka =------------ CAo (1 – α) Cao α2 Ka =------- (1 – α) Ka =CAo α2

Ionización de una base debil Consideremos al base Débil : BOH La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Kb Si Kb <10-5 BOH  OH-1 + B+ Concentración inicial CBo -- -- Concentración cambio -αCBo αCBo αCBo Concentrac. Equilibrio CBo-αCBo αCBo αCBo B+ OH– Kb =----------------- BOH αCBo  αCBo  Kb =-------------------  CBo - αCBo  αCBo 2 Kb =------------ CBo (1 – α) CBo α2 Kb =------- (1 – α) Kb =CBo α2

Kc = ----------------- H2O2 Ionizacion del agua El agua es una sustancia anfótera: H2O + H2O  H3O+ ac) + OH– (ac) Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua” H3O+ · OH– Kc = ----------------- H2O2 Kw = [H3O+].[OH-]

pH pH + pOH = 14 10-14 = [H3O+][OH-] , tomando log El Kw = [H3O+][OH-] Cuando la T = 25ºC, Kw = 10-14 10-14 = [H3O+][OH-] , tomando log log 10-14 = log[H3O+] + log[OH-] -14 = log[H3O+] + log[OH-] 14 = - log [H3O+] - log[OH-] si : pH = -log [H3O+] y pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

Determinacion del pH El pH puede definirse como una medida que expresa el grado de acidez o basicidad de una solución en una escala que varía entre 0 y 14.

Medición del pH Comúnmente el pH se determina: Utilizando un medidor de pH. Los electrodos del medidor se introducen en la solución para conocer su valor. En forma colorimétrica, utilizando papeles indicadores de pH o soluciones indicadoras que cambian de color de acuerdo a la acidez/alcalinidad de la solución en que son colocados o utilizados

Muchas Gracias Por su atención