Ácidos y Bases QUÍMICA

H2CO3 CO2 + H2O

Ácido fórmico vinagre Ácido acético

Ácido cítrico

Svante August Arrhenius (1859-1927) ÁCIDO: Sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius (1859-1927)

Svante August Arrhenius (1859-1927) BASE: Las bases son sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones   OH–. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius (1859-1927)

Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) 1932-Teoria ácido-base Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Thomas Martin Lowry (1874-1936)

Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno Definición Bronsted-Lowry Ión hidronio

Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno Definición Bronsted-Lowry Ión hidroxilo La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+) Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+) ácido conjugado base conjugada base ácido

Par Ácido-base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como ácido (dona H+) hay otra que se comporta como base (acepta H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base acepta H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

acido base Base conj. Acido conj. Pierde H+ HNO2 + H2O NO2 - + H3O+ acido base Base conj. Acido conj. Gana H+ Prof.Tatiana Zuvic M.

Base Acido Ac conj. Base conj. Gana H+ NH3 + H2O NH4+ + OH - Base Acido Ac conj. Base conj. Pierde de H+

Teoría de Lewis Ácidos: “Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. Lewis, Gilbert Newton (1875-1946) F B F N H • H F B F N H H + ácido base

Teoría de Lewis Bases: “Una sustancia que puede donar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”. Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)

Electrolitos fuertes y débiles Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones Cationes: especie química con carga neta positiva Aniones: especie química con carga neta negativa

Electrolitos fuertes y débiles

Ácido fuerte Ácido débil Antes de la Ionización En el equilibrio

Electrólito fuerte: Están totalmente disociados NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) H2O Electrólito débil: no se disocia por completo CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Ácidos débiles son electrólitos débiles HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac) HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac) H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac) Ácidos fuertes son electrólitos fuertes HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac) H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

Bases débiles son electrólitos débiles F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Bases fuertes son electrólitos fuertes NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H2O Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) H2O

Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka = [H+][A-] [HA] Ka es la constante de ionización ácida ácido débil fuerza Ka pKa = -log Ka

El ácido nicotínico es un ácido orgánico monoprótico débil que podemos representar como HA.   Se encontró que una disolución diluida de ácido nicotínico contenía las siguientes concentraciones de equilibrio a 25 °C. [HA] = 0,019 M; [H+] = [A-] = 5,2 x 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Ka?

Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10-7 y 2,5x10-4 respectivamente. ¿Cuáles son sus valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor acidez? % ionización = Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un ácido cualquiera, HA, está ionizado un 4,2 % Calcular su constante de ionización.

HCl H++ Cl- ACIDOS FUERTES Después de la disociación, en el equilibrio Antes de la disociación Después de la disociación, en el equilibrio Disociación de un ácido fuerte HCl H++ Cl-

Ka = [H+][A-] / [AH] ACIDOS Y BASES DEBILES AH H+ + A- Después de la disociación, en el equilibrio Antes de la disociación Disociación de un ácido debil Ka = [H+][A-] / [AH] AH H+ + A- Constante de disociación ácida

Bases débiles y su constante de ionización básica NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) Kb = [NH4+][OH-] [NH3] Kb es la constante de ionización básica fuerza de base débil Kb pKb = -log Kb

Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un ion H+. Por ejemplo el H3PO4 es triprótico. La constantes sucesivas siempre van disminuyendo

Ácido cítrico

Propiedades ácido-base del agua (anfótero) H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) autoionización del agua O H + - [ ] ácido conjugado base H2O + H2O H3O+ + OH- base conjugada ácido

El producto iónico del agua Kc = [H+][OH-] [H2O] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) [H2O] =constante Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular. A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde [H+] = 6,2 x 10-4. Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular la concentración de los iones [H+].

Soluciones diluidas [H+] = [moles/litro] con potencia negativa de 10. Por ejemplo la [H+] en una solución saturada de CO2 es 1,3 x 10-4 M, y en una solución 0,5 M de ácido acético es 3 x 10-3 M. Para lograr que la notación sea compacta y la expresión breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz Sorensen (1868-1939) propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH y definida como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en moles/litro): pH = -log [H+]

El pH: una medida de la acidez pH = -log [H+] La disolución es A 250C neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+] pH 7 ácida básica

pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

Ejemplo: El pH medido de una disolución 0,100 M de un ácido monoprótico débil, de la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese ácido. Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución 0,40 M de amoniaco? Las especies importantes en la disolución de amoniaco son NH3, NH4 y OH-.

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

Medidor digital de pH

Cinta de papel

pH

Reacciones de Neutralización La neutralización es la reacción entre un ácido con una base para formar agua y sal. HCl (ac) + NaOH (ac) H2O + NaCl (ac) HNO3 (ac) + KOH (ac) H2O + KNO3 (ac)

Titulación ácido -base En una titulación una disolución de concentración exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo de determinar su concentración) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones está completa. Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de) el punto de equivalencia

Titulación ácido -base (concentración conocida) ácido (concentración desconocida) Punto de equivalencia

INDICADORES ÁCIDO-BASE. Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa HIn (aq) + H2O (l) Forma ácida (color 1) In- (aq) + H3O+ (aq) Forma básica (color 2) Fenolftaleína Punto de equivalencia

Amarillo pH >4,2 Rojo pH <3,2 Naranja de metilo

Punto de equivalencia En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son iguales a los moles de base (si la unidad de concentración es molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por la ecuación: moles (OH–) = moles(H3O+) (molaridad o molalidad) Equivalentes-g(OH–) = Equivalentes-g (H3O+) (normalidad) Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido

Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

Capacidad amortiguadora del plasma El plasma tiene pH 7. 4 ( 7. 35 - 7 Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2. Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2.

Titulación ácido fuerte- base fuerte NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac) OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l) 0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

Titulación ácido débil- base fuerte CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

Titulación ácido fuerte-base débil HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) En el punto de equivalencia(pH < 7): NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)

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