ACIDOS Y BASES Dionila Andias

Introducción Existen algunos compuestos químicos que tienen algunas características comunes. Y según esas características fueron clasificados. Dentro de estos compuestos están los ácidos y las bases o álcalis. Todas las páginas interiores mantienen la misma estructura superior e inferior. Para modificar el texto inferior y poner el Titulo de la presentación, Nivel y Sector tienen que modificarlo en la página Master, esto se hace de la siguiente manera: Ir al menú View y seleccionar la opción Master, Slide Master Se abre la página Master, todas la modificaciones que se hacen en esta página se reflejan en todas las páginas de la presentación. Aquí poner el titulo, nivel y sector correspondientes a la presentación. Además Linkear la imagen “ir a la planificación” a la planificación que corresponde, para eso se selecciona la imagen y en la opción Hyperlink se cambia la url por la que corresponde. Cuando la página Master esta modificada se va al Menú View y se selecciona la opción Normal. Si se Necesita una pagina completamente blanca para poner una imagen muy grande por ejemplo envío dentro de esta presentación (última página) una página completamente blanca para que la puedan utilizar.

Introducción Los ácidos tienen en común: Tienen un sabor ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Colorean el tornasol de color rojo. Las bases tienen en común: Tienen un sabor amargo. Al tacto son jabonosas. Colorean el tornasol de color azul. Reaccionan con las grasas

Introducción Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua. Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

TEORÍAS ÁCIDO-BASES

Teoría de Arrhenius

Teoría de Arrhenius Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente: Un ácido es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+) HCl + H2O → H+ + Cl- Una base es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-) NaOH + H2O → Na+ + OH-

Teoría de Arrhenius La reacción de neutralización entre ambas especies produce una sal y agua. HCl + NaOH → NaCl + H2O

Teoría de Bronsted-Lowry

Teoría de Bronsted-Lowry En pocas palabras, para Bronsted-Lowry: Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar hidrógeno (H+) HCl → H+ + Cl- Una base es una sustancia que en solución es capaz de captar hidrógeno (H+) NH3 + H+ → NH4+

Teoría de Bronsted-Lowry En su teoría se incorpora el concepto de par conjugado ácido base, en donde hay una competencia por los protones que se da de la siguiente forma: Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1 El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido 2.

Teoría de Bronsted-Lowry En su forma general, para las bases se da: A- + H2O ↔ HA + OH- En donde vemos que: Ácido conjugado Base Ácido Base conjugada

Teoría de Lewis

Teoría de Lewis Lewis definió los ácidos y las bases de la siguiente forma: Ácido: es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios pares de electrones. Base: es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares de electrones.

Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua”

Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2 En el caso del agua pura: ———– H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2

Gráfica de 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

Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6 Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: KW 10–14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Electrolitos fuertes y débiles 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–

Electrolitos fuertes y débiles [HA] Ácido fuerte            [HA]      Ácido débil                [A–] [H+] [H+] [A–] [HA]

Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

Fuerza de ácidos y bases (pK) Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Ejercicios Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Conteste razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿cuál es el orden de mayor a menor basicidad de las bases conjugadas de los ácidos: HNO3. HClO, HF y HCN? b) ¿cuál es el orden de mayor a menor acidez de los ácidos conjugados de las bases: NO2- , NaOH, NH3 y CH3COO‐ Datos: Ka (HClO) = 10‐7 ; Ka (HF) = 10‐3 ; Ka (HCN) = 10‐9 ; Ka (NH4+) = 10‐9 ; Ka (CH3COOH) = 10‐5 ; Ka (HNO2) = 10‐3

Reacciones de Neutralización Un acido y una base reaccionan para formar agua Esta reacción se llama de Neutralización. La relación de acido base y agua es 1:1:1 H+ + OH-  H2O Ejemplo: HCl + NaOH  H2O + NaCl H2SO4 + 2 KOH  2H2O + K2SO4 2 HI + Ca(OH)2  2H2O + CaI2

Reacciones de neutralización Complete y ajuste las siguientes ecuaciones ácido base y nombre todos los compuestos: a) HNO3 + Mg(OH)2  →   b) NH3 + H2SO4   →  c) H2CO3 + NaOH  →  d) CH3COOH + KOH→ 

INDICADORES Y VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE Se utilizan en Volumetrías ácido-base Calcular [ácido] o [base]

1. INDICADORES Características Ácidos o bases débiles Varían su color al variar el pH: VIRAJE Características cambia [H+] Indicador se ioniza al disolverse en H20 Ejemplo: Indicador = Ácido débil [Inˉ][H+] HIn Inˉ + H+ Kind = ————— [HIn] Color 1 Color 2

1. INDICADORES Ácido débil HIn Inˉ + H+ Color 1 Color 2 HIn = Color 1 Kind = ————— [HIn] Si añadimos BASE: ↑pH ↑[OHˉ]  se forma H2O  ↓[H+]  Kind = cte  ↓[InH] y ↑[Inˉ ] Color 2 Si añadimos ÁCIDO: ↓pH ↑[H+]  Kind = cte  ↑[HIn]  Color 1

1. INDICADORES EJEMPLOS Fenolftaleína Papel indicador Ds ácida o neutra Ds básica pH = 9 Incoloro Rosa Indicador Color Medio ÁCIDO Medio BÁSICO pH VIRAJE Amarillo de metilo Rojo Amarillo 4 Tornasol Azul 6.8 Anaranjado de metilo Amarillo naranja Fenolftaleína Incoloro Rosa 9

2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE Métodos indirectos Se usan para determinar la [ ] de un ácido o base en disolución Características Ejemplo: Queremos conocer la [ ] de la ds de HCl NEUTRALIZACIÓN NaOH [ ] = Conocida NaOH + HCl → NaCl + H2O pH = 7 ¿Qué necesitamos para saber cuándo ha terminado la neutralización? HCl [ ] = ¿? INDICADOR Tornasol Simulación

2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE Paso 1 Paso 2 Paso 3 Paso 4 HCl pH < 7 pH = ↑ pH = 7 pH > 7 ácido básico [H+] >> 10-7M [H+] > 10-7M [H+] = 10-7M [H+] < 10-7M Cambio de color Viraje: Neutralización [OHˉ ] > 10-7M Ácido y Base reaccionan equivalente a equivalente NEUTRALIZACIÓN nº eqbase = nº eqácido Nbase.Vbase = Nácido.Vácido

2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE NEUTRALIZACIÓN nº eqbase = nº eqácido Nbase.Vbase = Nácido.Vácido Ejercicio: Calcular la concentración de 50 mL de una disolución de HCl, si hemos necesitado 25 mL de una disolución de NaOH 0,4 N, para que el indicador cambie de color. Nácido.Vácido = Nbase.Vbase Nbase.Vbase Nácido = ————— Vácido 0,4 . 25 Nácido = ————— N = 0,2 N 50

2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE EJERCICIOS La neutralización de 85 cm3 de una disolución 0,2 N de Ca(OH)2 requiere 95 cm3 de un determinado ácido. Calcular la normalidad del ácido. ¿Cuántos gramos de base había? Masas atómicas: Ca = 40; O = 16; H = 1. Se disuelven 2 g de hidróxido de sodio en 200 mL. Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución anterior. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23. a) ¿Qué volumen de una disolución 0,1 M de ácido acético se necesitará para neutralizar 50 mL de una disolución 0,05 M de hidróxido potásico?. b) Escriba la reacción de neutralización. c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoración anterior.