SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Definición de ácido y base según: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis Definición de: Electrolitos fuertes y débiles. No electrolitos Ionización de: Agua (Kw) Ácidos y bases, fuertes y débiles (Ka, Kb y % de ionización) pH, pOH, [H+], [OH-] , escala de acidez Cálculos y ejercicios (con ácidos y bases, fuertes débiles) Importancia Biológica LABORATORIO 12: Ácidos, bases y electrolitos

ACIDOS Y BASES ACIDO BASE Del latín Acidus= agrio Ej: vinagre, jugo de limón, HCl, H2SO4.Tienen un sabor a agrio ácido y pueden producir sensación de picazón en la piel. Ej: antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües, NaOH, Al(OH)3 Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.

Definición de Ácido y Base según Arrhenius Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones H+ (H3O+) (también llamado protón) H+ + H2O → H3O+ Ej: HCl,HNO3 ,H2SO4,H2CO3 Disociación del ácido: HCl → H+ + Cl - HNO3 → H+ + NO3- BASE: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones Hidroxilo OH- Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2 Disociación de la base: NaOH + H2O → Na+ + OH- KOH + H2O → K+ + OH- Ba(OH)2 + H2O → Ba++ 2 OH-

Definición de Ácido y Base según Bronsted-Lowry ACIDO Sustancia que dona iones H+ (protón) a otra sustancia. BASE Sustancia que acepta iones H+. HCl + NH3→ NH4+ + Cl- ACIDO BASE

Definición de Ácido y Base según LEWIS ACIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otra sustancia. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones a otra sustancia.

Causa picazón CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS Libera H+ Libera OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+ LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOS SI SABOR AGRIO AMARGO SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

IONIZACIÓN Ó DISOCIACIÓN DE ACIDOS, BASES Y SALES Es la separación o disociación de los iones + y los iones – de un compuesto al estar en solución acuosa. La disociación puede ser total (al 100 %) o parcial (muy bajo %). Ej: HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3 ⇄ NH4+ + OH- CaCl2→ Ca +2 + 2 Cl-

ELECTROLITOS Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad. 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-

ELECTROLITOS FUERTES DEBILES

NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o solución, NO conducen corrientes eléctricas. Ejemplo Alcohol Gasolina Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

Aplicación del % de Ionización 1. ¿Cuál es la [H+] y el % de ionización de una solución de HCl 0.15 M ? 2. ¿Cuál es la [OH-] y el % de ionización de una solución de NaOH 0.22 M? 3. ¿Cuál es el % de ionización de una solución de CH3COOH 0.13 M que tiene una [H+]de 0.011M? 4. ¿Cuál es la [OH-] de una solución de NH4OH 0.3 M que se ioniza en un 12% ?

IONIZACION DEL AGUA El agua se ioniza muy poco, por lo que es mala conductora de electricidad. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25o C el agua pura contiene concentraciones molares iguales de: [H+] = 0.00000010 = 1 x 10 -7 M [OH-] = 0.00000010 = 1 x 10 – 7 M

Constante de Producto Iónico del agua (Kw) Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14 En agua pura: Kw =[1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7] =1.0 x10 -14 Kw = 1.0 x10 -14 ó Kagua=1.0 x10 -14

¿Cómo cambian las concentraciones de iones hidrógeno (H+) e hidroxilo (OH-) del agua o de las soluciones acuosas, cuando se les agrega un ácido o una base. influye la adición Al añadir un ácido se liberan H+  [ H+] Si ↑[ H+ ]  [OH-] ↓ hasta que [ H+] x [OH-] = 1.0x10 -14 Al añadir una base, se liberan OH-  [OH-] Si ↑[OH -]  [H+ ] ↓ hasta que [H+] x [OH-] = 1.0x10 -14

En soluciones Acidas: [H+] mayor que 1.0x10 -7 En soluciones Alcalinas: [H+] menor que 1.0x10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7 Aplicación: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ? Se usa Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14 y se despeja [H+] R: [H +] = 1 x 10 -9 M

ACIDOS Y ACIDOS y BASES FUERTES: BASES FUERTES Se ionizan casi en un 100% Tienen una ionización irreversible No utilizan constantes de ionización (Ka), (Kb) Ej: HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico

Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Ka) Se ionizan en pequeña proporción y es reversible Tienen una constante de ionización (Ka) que se encuentra en tablas y se puede calcular asi: Ejemplo: ácido acético HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka = [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2] Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Ka) HCOOH Ka= 2.1x10 -4 Ácido Fórmico HCN Ka= 4.9 x10-10 Acido cianhídrico H F Ka = 7.2 x 10 -4 Ácido fluorhídrico CH3CHOHCOOH Ka = 1.4 x 10- 4 Ácido láctico

BASE DEBIL Se ionizan en pequeña proporción y es reversible Tienen una constante de ionización (Kb) que se encuentra en tablas y se puede calcular así: Ej: amoníaco NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [ OH -] [NH3] (NO se toma en cuenta el H2O en la expresión de Kb ni en Ka) Ejemplo de bases débiles C6H5NH2 Kb: 4.0 x 10 -10 Anilina NH3 Kb = 1.8 x 10 -5 Amoniaco

pH El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+] en una solución [H+] = 10 – pH Y se calcula: Ej: 1. Calcule el pH de una solución que tiene [H+] de 1x10-6 pH=6 2. Calcule el pH de una solución que tiene [H+] =0.00065 pH = -log 6.5 x 10– 4 = 3.18 pH = - log [H+]

El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7. Toda solución neutra tiene un pH 7 Toda solución ácida tiene un pH menor 7 Toda solución básica tiene un pH mayor 7 NEUTRO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 MAS BASICO MAS ACIDO

Algunos pH

pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución [OH -] = 10 - pOH y se calcula: Para toda solución acuosa : pH + pOH = 14 Ej. 1. Si el pH de una solución es 3.2 ¿Cuál es el valor del pOH.? R: pOH = 10.8 2. Si [OH-] en una solución es 0.05 ¿Cuál es el valor del pOH y el pH, es básica ó alcalina? pOH = 1.30 pH = 12.7 Es básica ó alcalina. pOH = - log [OH-]

3. Si [OH-] en una solución es 0 3. Si [OH-] en una solución es 0.05, calcule el valor del pOH, el pH, la concentració de [ H +], es ácida ò alclina? R: pOH = 1.30 pH =12.7 Es básica ó alcalina. Para calcular [H+ ], use Kw : [ H+] [OH-] = 1x 10 -14 [ H+] = 2 x 10 -13 M

Ejercicios 1. ¿Cual es el pH de una solución de HCl 0.066 M ? La [H+] es igual a la [HCl] por ser electrolito fuerte. R: pH = - log [H + ] pH = 1.18 2. Calcule el pH de una solución de NaOH 0.024 M La [OH-] es igual a la [NaOH] por ser electrolito fuerte. R: pH = 12.38

Cálculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH Use las siguientes fórmulas: [H+]=10– pH [OH -]=10- pOH ó [H+]= _ 1____ antilog pH Ej: 1. Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7. R: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = 0.000199 [H +] =1.99 x 10 -4 2. Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8 R: [OH - ] = 10 -pOH = 10 -2.8 = 0.00158 [OH-] = 1.58 x 10 -3

Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el pH de las siguientes soluciones: [H+] = 2.5 x 10 -5 4) pOH = 4.2 NaOH 0.020 M 5) HCl 0.50 M [OH-] = 2.0 x10 -8 6) NaOH 0.28M Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con : 7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH = 1.8

Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0 Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético (CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5 CH3COOH CH3COO- + H+ x x Como no conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas: Ka = [CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2 [CH3COOH ] 0.3 0.3 X 2 = 1.8 x 10 -5 (0.3)  X =√ 5.4 x 10 -6 x = 2.32 x 10 -3 Como x = [H+]  [H+] = 2.32 x 10 -3 pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63  pH = 2.63 Ahora calcular el % de ionización: % ionización = [H+] x100 [CH3COOH] % ionización = 2.32 x 10 -3 x100 = 0. 77 % 0.3

Calcular Ka y pH a partir de el % de ionización: Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. HCOOH ⇋ HCOO - + H + Las concentraciones son [ HCOOH] = 0.25 [HCOO -] = 6 % = 1.5 x 10 -2 M Ambas son iguales, se ionizan en la misma proporción Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2] [ HCOOH ] ( 0.25 ) Ka = 2.25 x 10 – 4 pH = -log [H +] pH = -log 1.5 x 10- 2= 1.82 pH = 14-pOH pH = 14-2.38 =11.62 % de ionización = [ OH - ] = 100 [ C9N3H] % ionización = 4.2 x 10 -3 = 1.4 % 0.3

EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles) 1. Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 . HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- 2. Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10. C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH- 3. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%? HF ⇄ H+ + F-

Kb = [C3H9NH+] [OH-] [C3H9NH ] Calcule el pH de una solución de 0.3 M de trimetilamina C3H9N si Kb = 6.0 x 10 -5 C3H9N + H2O ⇋ C3H9NH + + OH- x x Kb = [C3H9NH+] [OH-] [C3H9NH ]  6 x 10-5 = (x)(x) /0.3 X =√ 6 x 10 -5 x 0.3 = 4.2 x 10 -3 como X = [OH -]  [ OH-] = 4.2 x 10 -3 pOH = –log 4.2 x 10-3 = 2.38