ÁCIDOS Y BASES Vitamina C o Ácido ascórbico

Presentación del tema: "ÁCIDOS Y BASES Vitamina C o Ácido ascórbico"— Transcripción de la presentación:

1 ÁCIDOS Y BASES Vitamina C o Ácido ascórbico
Hidróxido de sodio o de potasio

2 Ácidos y bases Los ácidos y bases son sustancias químicas que se encuentran en la naturaleza, en artículos del hogar, en el laboratorio, etc. En muchas frutas se presentan los ácidos cítrico y el ascórbico (vitamina C) que evitan el escorbuto. El acido sulfúrico esta presente en las baterías de los autos. Los limpiadores domésticos tienen en su composición química bases, como el hidróxido de sodio, NaOH; el amoniaco, NH3; etc. que debido a su capacidad para disolver grasas son aprovechadas.

3 ÁCIDOS

4 BASES

5 Un ácido es una sustancia que en disolución:
1.- Tiene sabor agrio. 2.- Cambia el papel tornasol de azul a rojo. 3.- Produce Hidrogeno al reaccionar con los metales activos. 4.- Neutraliza a las bases. 5.- Produce iones H+ en solución acuosa. 6.- La fenolftaleína es incolora.

6 Una base es una sustancia que en disolución:
1.- Tiene sabor amargo. 2.- Cambia el papel tornasol de rojo a azul. 3.- Produce una sensación untuosa al tacto. 4.- Neutraliza a los ácidos. 5.- Produce iones OH- en solución acuosa. 6.- La fenolftaleína es roja.

7 TEORIA ACIDO-BASE DE ARRHENIUS.
Svante Arrhenius químico sueco, en 1887 definió a los ácidos y bases de la siguiente manera: ACIDOS substancias que al disolverse en agua producen iones hidrógeno H+ , llamados también iones hidronio H3O+ HCl (ac)  H Cl- o bien HCl (ac) H2O  H3O Cl- BASES son sustancias que al disolverse en agua producen iones OH- NaOH(ac)  Na (ac) OH- o bien Mg(OH)2(ac)  Mg OH-(ac)

8 La teoría de Arrhenius tenía ciertas limitaciones:
1. Se restringía a soluciones acuosas, y se sabe que existen reacciones ácido – base en medios no acuosos. 2. Si bien en solución acuosa todos los iones se encuentran hidratados (rodeados por moléculas de agua), el protón no se encuentra “libre” en solución acuosa, sino que está íntimamente asociado a una molécula de agua formando el ión hidronio u oxonio (H3O+) y además hidratado con más moléculas de agua. 3. No explicaba el carácter básico de sustancias que no tenían iones hidróxido, como el amoníaco.

9 Transferencia de un protón Tranferencia de un protón
TEORIA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED Y LOWRY En 1923, Jhoannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martín Lowry desarrollaron una teoría más general, que no tenía las limitaciones de la teoría de Arrhenius. Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ión)capaz de ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón. NH H2O  NH OH− Par conjugado 1: H2O / OH− Par conjugado 2: NH3 / NH4 + Transferencia de un protón Tranferencia de un protón base ácido 2 ácido base 1

10 TEORIA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
El químico estadounidense Lewis definió la Base, como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el Ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones en 1923, y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. Amoniaco Triofloruro de boro H F H F H N: B F H N: B F H F H F Base Lewis Ácido Lewis Compuesto coordinado

11 Sustancias anfolíticas o anfóteras
Sustancias que en ciertos medios reaccionantes pueden disociarse comportándose como ácidos o bases, dependiendo del reactivo con el que interactúe, por ejemplo El agua: Transferencia de un protón Transferencia de un protón H2O + H2O  OH H3O+ Ácido Base Base Ácido 2

12 FUERZAS RELATIVAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón, H Ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI), ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) Un ácido débil se disocia sólo parcialmente. Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH−. El Hidróxido de potásio es de una base fuerte. Una base débil también aporta iones OH− al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están. A). Un ácido fuerte produce una base conjugada débil. B). Un ácido débil produce una base conjugada fuerte. C). Una base fuerte produce un ácido conjugado débil. D). Una base débil produce un ácido conjugado fuerte

13 CONSTANTE DE IONIZACIÓN
El volumen de un litro de agua a 25oC a 1 atm., se considera que tiene una concentración molar de iones hidronio [H3O+] aproximadamente de [1.0 x 10-7M] y de igual modo, la concentración molar de los iones [OH-] es de [1.0 x 10-7M] El valor de los iones son concentraciones molares y sus unidades se dan en mol/L

14 CONSTANTE DE IONIZACIÓN DEL AGUA
La constante de ionización del agua a 25oC tiene un valor de 1.0 x 10-14 Kw = [OH-] [H3O+] Kw= [1.0 x 10-7M] [1.0 x 10-7M] Kw= x 10-14 Kw = [OH-] [H3O+] = 1.0 x 10-14 Despejando [ H+ ] = Kw (1.0 x 10-14M) ( [OH-] [OH-] Despejando [ OH- ] = Kw (1.0 x 10-14M) [ H+ ] [ H+ ]

15 CONCEPTOS pH y pOH El pH es el potencial hidrógeno o grado de ácidez o basicidad de una solución . La escala de pH fue ideada para expresar las concentraciones del ión [ H+ ] con números enteros positivos, sin necesidad de utilizar números demanera exponencial. La escala de pH varía de 0 a 14. Las soluciones neutras tienen un pH 7, las ácidas menor que 7 y las básicas o alcalinas, mayor que 7.

16 Elementos de la ecuación:
Kw = [H+] [OH-] Log Kw = log [H+] + log[OH-] La ecuación anterior se transforma: Log 1.0 x = log [H+] + log[OH-] o también -14 = log [H+] + log[OH-] Como el valor de 14 es negativo, se multiplica toda la ecuación por (-1) 14 = -log [H+] - log[OH-] Representamos por “p” (potencial) a –log será igual a pH o pOH

17 pH + pOH = 14 El pH es el potencial Hidrógeno
pH es el Logaritmo decimal negativo de la concentración molar de los iones hidrógeno. pH = - log (H+ ) El pOH es el potencial hidróxido u oxidrilo. pOH es el logaritmo decimal negativo de la concentración molar de iones ( OH-) Kw = ( OH-)(H+ ) = 1.0 x 10-14 Log (H+ )+Log (OH-) = Log (1.0 x ) pH pOH = 14

18 ESCALA DE pH Neutro Bases Ácidos 1 X 100 HCl 1 x 10-1 1
Ejemplo Ácidos 1 X 100 HCl 1 x 10-1 1 Äcido estomacal 1 x 10-2 2 Jugo de limón 1 x 10-3 3 Vinagre, jugo de naranja 1 x 10-4 4 Soda, Lluvia ácida 4.2 1 x 10-5 5 Agua de lluvia, plátanos 1 x 10-6 6 Leche Neutro 1 x 10-7 7 Agua pura Bases 1 x 10-8 8 Claras de huevo, agua de mar 1 x 10-9 9 Levadura, bicarbonato de Na 1 x 10-10 10 Tums® antiácidos 1 x 10-11 11 Amoníaco 1 x 10-12 12 Caliza Mineral Ca(OH)2 1 x 10-13 13 Drano® 1 x 10-14  14 NaOH

19 INDICADOR ÁCIDO-BASE Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador sustancias químicas (generalmente sustancias orgánicas) que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. Todos los indicadores experimentan un cambio de color cuando se modifica el pH de la solución en que están presentes; se denomina su “intervalo de viraje de pH” o “rango de pH” la variación que ésta debe sufrir para que se produzca el cambio de color en el indicador.

20 INDICADORES ACIDO-BASE

21 NEUTRALIZACIÓN Las reacciones de neutralización se caracterizan por la combinación de sustancias ácidas y básicas generando un intercambio entre los iones y los cationes, obteniéndose una sal mas agua. Las reacciones de neutralización se usan para las determinaciones acidimetrías y alcalimetrías. Una picadura de una abeja es ácida y se neutraliza con bicarbonato de sodio. La picadura de una avispa es básica y se neutraliza con ácido acético (vinagre).

22 Tipos de Neutralización
1) Ácido fuerte-base fuerte. Cuando un ácido fuerte neutraliza una base fuerte, se forma una solución que contiene una sal neutra, porque los dos son fuertes. El punto de equivalencia ocurre a un pH de 7. 2) Ácido débil – base fuerte. Cuando un ácido débil neutraliza la base fuerte, al final forma una solución que contiene una sal básica, porque predomina la base fuerte. El punto de equivalencia ocurre a un pH de 9

23 3) Ácido fuerte – base débil.
Cuando un ácido fuerte neutraliza una base débil, la sal que se produce en la neutralización es una sal ácida, porque predomina el carácter fuerte del ácido. El punto de equivalencia ocurre a un pH de 5. 4) Ácido débil – base débil. En este caso por tratarse de un ácido débil y una base débil, el resultado de la neutralización es una sal neutra. El punto de equivalencia ocurre a un pH de 7

24 TITULACIÓN ÁCIDO-BASSE
Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido- base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida.1  Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido- base o reacción de neutralización entre  la sustancia cuya concentración queremos conocer y la sustancia patrón o de concentración conocida y el uso de indicadores para la identificación de cambio de color. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. Valoración ácido-base En una valoración ácido-base se añade una de las disoluciones gota a gota desde una bureta sobre la otra disolución (matraz Erlenmeyer), hasta que se produce un cambio de color debido al indicador.

25 Por lo tanto: TITULACIÓN o VALORACIÓN: es una técnica de laboratorio que consiste en agregar lentamente una solución ácida por medio de una bureta sobre una solución básica, o viceversa, con una concentración conocida, del ácido o de la base, hasta su punto de equivalencia o punto final que es señalado por medio de un indicador. Se utiliza en química analítica para determinar la concentración de una sustancia desconocida a partir de una solución estándar, así como la cantidad de sustancia que se encuentra en la solución problema.

26 La formula empleada en este proceso es:
Na Va = Nb Vb En donde Na = normalidad del ácido en eq/L Va = volumen del ácido en mL Nb = normalidad de la base en eq/L Vb = volumen de la base en mL Cuando una de las concentraciones se da en molaridad es necesario transformar la molaridad en normalidad para aplicar la fórmula de la equivalencia.

27 ¿CÓMO FUNCIONAN LOS ANTIÁCIDOS?
Nuestro estómago secreta de manera natural ácido clorhídrico, HCl(ac), el cual activa al pepsinógeno y lo transforma en pepsina para llevar a cabo el proceso de digestión. El estómago y el tracto digestivo normalmente están protegidos de los efectos corrosivos de este por un recubrimiento de mucosas. En ocasiones y por diversas razones (abuso de comidas, tensión nerviosa, difícil digestión, etc.) aparece la hiperacidez que puede producir efectos irritantes en las paredes del estómago y el esófago, en casos graves se puede producir la úlcera péptica. ¿Cómo resolver este problema? Para combatir la acidez estomacal se deben utilizar sustancias de carácter básico ya que reaccionan con los ácidos para formar sal y agua (reacción de neutralización), estas sustancias se conocen como antiácidos.

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