ACIDOS Y BASES ACIDO: es cualquier sustancia que produce

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1 ACIDOS Y BASES ACIDO: es cualquier sustancia que produce
iones hidrógeno( H+) en solución. Se considera al ión H+ como un átomo de hidrógeno que se le ha retirado un electrón, es decir que consiste de un protón. BASE : es cualquier sustancia que produce iones oxhidrilo ( OH - ).

2 ACIDOS Y BASES TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY :
ÁCIDO : es cualquier sustancia que actúa como dador de protones. Además se ha comprobado que : H+ + H2O ====== H3O+ (ión hidronio). BASE : es aquella que actúa como aceptador de protones. ES DECIR QUE CUANDO UN ÁCIDO DONA UN PROTÓN TIENE QUE HABER UNA BASE QUE LO RECIBA Y A LA INVERSA. Ejm : Antes : CH3COOH ====== H+ + CH3COO- Ahora : CH3COOH + H2O (l) ==== H3O+ + CH3COO-

3 De aquí deducimos que la reacción de un
ácido y una base debe siempre redundar en la formación de otro ácido y otra base. O sea: ácido base 1 ===== ácido base 2 La base 2, que resulta del ácido 1. se dice que es la base conjugada al ácido 1. El ácido 2, que resulta de la base 1, se dice que el ácido conjugado a la base 1. Ya que el H3O+ puede donar un protón al ión acetato para formar ácido acético y agua, el H3O+ debe ser un Ácido mientras que el CH3COO- debe ser una base. - Ácido: NH4+ , además de los ácidos corrientes. - Bases : se considera aquellas sustancias que tienen iones oxhidrilo, también a aniones del ácido y el amoniaco (NH3)

4 El agua es un anfólito, es decir que puede
actuar como ácido o como base. La fuerza de un ácido se mide por la habilidad de donar protones al solvente, que es expresado por su constante de ionización ( Ki) La fuerza de una base se mide por la inversa de la constante de ionización del ácido conjugado a la base. Ya que el H3O+ puede donar un protón al ión acetato para formar ácido acético y agua, el H3O+ debe ser un Ácido mientras que el CH3COO- debe ser una base.

5 TEORIA DE LEWIS N H El ácido es una sustancia o ión capaz de aceptar
un par de electrones. Una base es cualquier molécula que puede donar un par de electrones. Para una reacción ácido – base, entonces la base dona electrones al ácido con la formación de un enlace coordinado entre ambos. Enlace coordinado es cuando uno de los átomos dona un par de electrones, que son compartidos por ambos átomos que forman el enlace. N H Ejm : amoniaco : NH3

6 IONIZACION DEL AGUA : El agua se puede comportar como ácido
y como base, pues al reaccionar con un ácido puede aceptar protones (base ) y al reaccionar con una base puede donarlos ( ácido ). - La ionización del agua en iones hidronio ( H3+ ) y oxihidrilo ( OH- ), da lugar al equilibrio de la siguiente manera : Las concentraciones de H3O+ y OH- son muy fuertes como ácido y base, por eso nunca podrán Existir al mismo tiempo en concentraciones altas. H2O H2O ===== H3O OH-

7 La constante de ionización del agua será :
Ka = aH3O+ x aOH- a2H2O Donde : a = actividad de la sustancia Constante del producto iónico del agua ( Kw ) : [OH-] Kw = [H+] [OH-] Las concentraciones de H3O+ y OH- son muy fuertes como ácido y base, por eso nunca podrán Existir al mismo tiempo en concentraciones altas. Kw esta en función de la temperatura ; a 25°C : Kw = 1 x [H+]

8 Ejm : calcular la concentración del ión hidronio
En una solución acuosa 0.01 M de KOH a 25°C. Sabemos que : [OH-] [H+] = 1 x [0.01] [H+] = 1 x 1 x [ H+] = = 1 x moles/l 1 x 10 -2

9 IONIZACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL
HA H2O H3O A-

10 DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL
HA H3O A- Inicial : Disocia: α α α Final : – α α α Ej : ácido acético ( CH3COOH )

11 IONIZACIÓN DE UNA BASE DÉBIL
NH H2O NH OH-

12 IONIZACIÓN DE ACIDOS POLIPRÓTICOS
Son aquellos que tienen 2 o más hidrógenos ionizables. H2CO H2O HCO H3O+ HCO H2O CO H3O+ H2CO H2O CO H3O+

13 DE ACIDOS BASES DÉBILES
HIDRÓLISIS DE SALES DE ACIDOS BASES DÉBILES HIDRÓLISIS : es la reacción de una sustancia con el agua, que altera la concentración de iones hidronio y oxhidrilo formados por la autoionización del agua. Cuando la sustancia se disuelve, la solución formada puede permanecer neutra, volverse ácida o básica, si uno o más de los iones de la sal disuelta reaccionan con cualquiera de los iones del agua. Las sales pueden ser de 4 tipos : Ácido fuerte – base fuerte. - Ácido fuerte – base débil. Ácido débil – base fuerte. - Ácido débil – base débil.

14 DE ACIDOS BASES DÉBILES
HIDRÓLISIS DE SALES DE ACIDOS BASES DÉBILES HIDRÓLISIS DE ÁCIDO DÉBIL – BASE DÉBIL : Estas sales se disocian en mayor grado que los otros tipos, por que el anión y el catión reaccionan con los iones del agua para formar una base y un ácido no disociados. La solución es neutra, si el ácido y la base formados son de la misma fuerza. Ejm : acetato de amonio : CH3COONH4

15 Como el amoníaco y el ácido acético tienen igual
NH H2O ========= NH H3O+ Ac H2O ========= HAc OH- NH4+ + Ac- + 2H2O ========= NH3 + HAc + H3O+ + OH- Como el amoníaco y el ácido acético tienen igual constante de ionización ( Ki ), el grado de disociación es idéntico, o sea los productos de sus hidrólisis se hallan en concentraciones iguales. Conforme los iones hidronio y oxhidrilo son formados, se combinan para formar el agua gastada, porque el producto de sus concentraciones no puede pasar de 1x a 25°C. La solución permanece neutra y continúa la hidrólisis hasta que satisfaga su Kh. La solución acuosa de la sal será ácida o básica si el ácido débil o base débil tienen la mayor constante de ionización. Ejemplo cianuro de amonio es básica. Entonces : NH4+ + Ac- ======= NH3 + HAc [ NH3 ][HAc ] Kh = [ NH4+ ][Ac- ]

16 Kh = ---------------------------------- [ NH4+] [OH-] [Ac- ][H+]
[ NH3 ][HAc ] [OH-] [H+] Kh = [ NH4+] [OH-] [Ac- ][H+] Tenemos : K agua x Kh = = = 3.1 x 10-4 K NH3 K Hac ( 1.8 x 10-5) ( 1.8 x 10-5) En general, si la solución no es muy diluída, para estas sales , tendremos : Conforme los iones hidronio y oxhidrilo son formados, se combinan para formar el agua gastada, porque el producto de sus concentraciones no puede pasar de 1x a 25°C. La solución permanece neutra y continúa la hidrólisis hasta que satisfaga su Kh. La solución acuosa de la sal será ácida o básica si el ácido débil o base débil tienen la mayor constante de ionización. Ejemplo cianuro de amonio es básica. K agua Kh = K ácido x K base

17 SUPERACIDOS Es un ácido con una acidez mayor que ácido sulfúrico 100%.
Disponibles comercialmente : * ácido trifluorometanosulfónico (CF3SO3H), ácido trifílico * ácido fluorosulfúrico (FSO3H), siendo ambos más de mil veces más ácidos que el sulfúrico. Los superácidos más fuertes se preparan combinando dos componentes: un ácido de Lewis fuerte y un ácido de Bronsted fuerte.

18 SUPERACIDOS George A. Olah recibió el Nobel de Química en 1994.
- Por sus investigaciones en superácidos y su uso en la observación directa de carbocationes. El "ácido mágico" de Olah, por su facilidad para atacar hidrocarburos, se prepara mezclando pentafluoruro de antimonio (SbF5) con ácido fluorosulfúrico. El más fuerte, el ácido fluoroantimónico, es una combinación de fluoruro de hidrógeno y SbF5. - El ácido fluoroantimónico es 1016 veces más fuerte que el ácido sulfúrico puro.

19 SOLUCIONES TAMPÓN También soluciones reguladoras, aquellas que
se oponen al cambio en su concentración del ión hidronio o del pH. Están constituidas por ácidos débiles y sus sales. - Ácidos débiles: ácido acético, cianhídrico, láctico, fórmico. - La solución de ácido acético y acetato de sodio, regula el pH entre 3.7 a 5.6. - Tiene una alta concentración de ácido acético no ionizado y una concentración alta de ión acetato de la sal disociada. Si agregamos una gota de HCL concentrado a un l de agua a 25°C, origina un cambio de (H+) de 10-7 a 10-4, o sea De pH = 7 a pH = 4. Ejemplo pH de la< sangre es 7.4, un cambio en 0.1 puede ocasionar disturbios patológicos serios. Si se agrega ácido fuerte, los iones hidronio rxn con los iones acetato para dar ácido acético no ionizado, hasta que la Ki de éste ácido sea satisfecha.Si se agrega una base, los iones oxhidrilo rxn con los iones hidronio que están en solución, para mantener la Ki se ioniza más del ácido débil. La (H+) cambia muy poco. El acetato de soido se enfrenta a ión hidronio, el ácido acético se enfrenta al ión oxhidrilo agregado. - La reserva máxima contra un cambio de pH se obtiene cuando un ácido y la sal se mezclan en la relación molar de 1:1.

20 CALCULOS DE pH Las soluciones acuosas :
iones hidronio [ H3O+], ( ó [ H+] ), iones oxidrilo [ OH-], La solución puede ser ácida o básica, de acuerdo a quien se encuentra en mayor concentración. 1 pH = - log [ H+ ] = log [ H+ ] - Es calculado a la Tde 25° C. - El pH varía con la T : a 15° C es 7.12 a 50° C es 6.71 - La concentración está dada en moles/l

21 CALCULOS DE pH - Si la [ H+ ] > 10-7 ,
entonces la solución es ácida, y pH < 7 - Si la [ H+ ] < 10-7 , entonces la solución es básica, y pH > 7 pH + pOH = 14

22 PRESERVANTES Un preservante, es una sustancia que inhibe la propagación de microorganismos tales como bacterias y hongos. Estos productos son utilizados para prolongar la vida útil de los productos. La mayoría es de origen químico, pero también existen los de origen natural. E101 Lactoflavina. Colorante amarillo. Origen: natural (huevos, leche, hígado). También se obtiene por medios químicos. Es la vitamina B-2 Alimentos: mantequillas, quesos, leches, productos de pastelería y postres instantáneos. Toxicidad: ninguna E102 Tartrazina. colorante amarillo artificial. Pertenece al grupo de los colorantes azoicos. Alimentos: Productos de pastelería y pescados. Toxicidad: ALTA. Es peligroso. Puede producir asmas, alergias y eczemas, si se mezcla con analgésicos como la aspirina por ejemplo. E103 Crisoina S. Colorante amarillo. Artificial. Prohibido desde 1978 en todos los países del mercado común. Alimentos: pastelería y helados Toxicidad: peligroso, especialmente para los niños. E106 Fosfato de Lactoflavina. Colorante amarillo de la vitamina B-2. Muchas plantas lo poseen. También es conocido como E101a Alimentos: pescados y productos de pastelería. Toxicidad: no es tóxico.

23 E140 Clorofila A y B. Colorante verde que se extrae de plantas
E140 Clorofila A y B. Colorante verde que se extrae de plantas. se obtiene también químicamente. Alimentos: mostazas. Toxicidad: No es tóxico. E211 Acido Benzoico. Puede presentar problemas toxicológicos y alergias. Su acumulación en el organismo puede riesgos de cáncer. Produce asma y urticaria si se toma al mismo tiempo que colorantes. En estudios llevados a cabo con animales provocó ataques epilépticos. ATENCIÓN: Si se mezcla con el E222 provoca problemas neurológicos. Alimentos: mariscos en conserva y caviar. Toxicidad: Muy peligroso. (No prohibido) Benzoato de sodio Es un preservante que actúa principalmente como bactericida, aún que también como fungicida en medios ácidos. Es utilizado principalmente en productos como: Vinagres. Bebidas carbonatadas, Jugos de fruta, Mayonesas, Otros. Sorbato de Potasio Es la sal de potasio del acido sórbico. Es usado para preservar comida de colonias de hongos y levaduras. Las aplicaciones de este preservante son las siguientes: Vinos, Productos Cocinados., Quesos., Carnes y frutas deshidratadas., Higiene personal., Otros. Propionato de Calcio Es una sal orgánica formada por la reacción de hidróxido de calcio con acido propiónico. Es usado para preservar una gran variedad de productos, algunas de sus aplicaciones son las siguientes: Industria de la panificación. Productos horneados, Carne procesada, Leche, Otros.

24 TITULACIONES ACIDO - BASE
Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal mas agua. NORMALIDAD : Se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. N = # equiv. V (l ) Para determinar el número de equivalentes se divide la masa de la sustancia entre El peso equivalente de ésta : W # equiv.= PE PESO EQUIVALENTE : El peso equivalente es el peso molecular de la sustancia dividido entre el número de protones (si es un ácido), el número de hidroxilos (si es una base), el número de ligandos (si es una especie formadora de complejos), o el número de electrones que intercambia (si es un par redox).

25 Para la titulación acido – base :
Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-. Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos. Ejm : un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base. Matemáticamente: Esta relación se utiliza par averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa. Dicha técnica recibe el nombre de titulación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización. Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución. - Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. - Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. - Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido. La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

26 INDICADORES - Es una sustancia que permite medir el pH de un medio.
Generalmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. - Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa.

27 INDICADORES Acido Alcalino INDICADOR COLOR Intervalo de pH de viraje
Acido Alcalino Azul de Timol rojo amarillo 1.2 – 2.8 Azul de bromofenol azul 3.0 – 4.6 Azol de bromotimol Azul de Timol (2ª etapa) púrpura 8.0 – 9.6 Naranja de metilo 3.1 – 4.4 Rojo de metilo 4.2 – 6.3 Fenoftaleína incoloro 8.3 – 10.0 Tornasol 6.1 – 7.2