Corporación Educacional

Presentación del tema: "Corporación Educacional"— Transcripción de la presentación:

1 Corporación Educacional
Electrolitos Corporación Educacional Osorno College Curso 3 medio

2 Teorías

3 PRIMERAS TEORÍAS En 1834 el Físico inglés Michael Faraday descubrió que los ácidos, las bases y las sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica.

4 Teoría de disociación electrolítica. Arrhenius (XlX)
En 1884, químico sueco Svante Arrhenius (químico alemán Wilhelm Ostwald) Definió a los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.

5 Disociación ácidos Arrhenius
HX (ac)  H X- (ácido)  (ion hidrogeno) ( ion no metálico) Ejemplos: Hidrácido: HCl  H+ + Cl- Oxácido: H2SO4  2H+ + SO4-2

6 Bases según Arrhenius Definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo (OH-), con carga negativa. M(OH)n(ac)  Mn nOH- (Base) (ion metálico) (ion hidroxilo) Ejemplo NaOH  Na+ + OH- Donde M = metal n = valencia

7 Ejercicios de disociación
Acido-base Ion positivo catión Ion negativo anion HI KOH Mg(OH)2 HNO3 H2SO3

8 Teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas
Acidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno Base a las especies que contienen iones hidroxilo. Se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. Ejm H2CO3 (se comporta como base, pero se disocia como ácido)

9 Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry.

10 TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY
Esta teoría establece que: Los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) Las bases sustancias capaces de aceptarlos protones.

11 ¿Qué ocurre cuando reacciona con ácido con una base?
Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones.

12 Ecuación Química Ácido (1) + Base (2)  Base (1) + Ácido (2)
H+ Ácido (1) + Base (2)  Base (1) + Ácido (2) Ácido conjugado Ácido (1) + Base (2)  Base (1) + Ácido (2) base conjugada

13 Interpretación ecuación
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada (Base 1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado (Ácido 2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda.

14 Ácido fuerte-Base débil
HCl + NH3  Cl NH4+ ácido Base base conj ácido conj

15 Puede reaccionar tanto con
Agua como anfólitos Puede reaccionar tanto con ácidos como con bases

16 Agua como ácido El agua, actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (amoníaco): H2O + NH3 +  NH OH- A B a.c b.c

17 Ácido-Base

18 Agua como base El ácido fuerte (HCl) transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio: HCl H2O  H3O Cl- ácido base a.conj b. conj H+

19 Conclusión En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha por ser la: Cl-, la base conjugada de HCl, una base débil. H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

20 Amoniaco- en ausencia de agua
Se comporta como ácido cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + OH-  NH base-H+ A B B.C A.C

21 Ejemplo HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: HF + H2O  H3O F-

22 Conclusión Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda, el H2O es una base más débil que F- HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+.

23 El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry
ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro ácido débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil).

24 Neutralización

25 Indicadores Es un extracto vegetal, el cual adquiere dos colores diferenciados en presencia de ácido o base ( indicador universal o papel pH)

26 Neutralización En laboratorio podemos ver que las disoluciones acuosa cuando se combina un ácido con una base, producen sal y agua, son conductores de la electricidad ACIDO BASE  SAL AGUA E.M: E.I HCl NaOH  NaCl H2O H+ Cl Na+ OH-  Na+ Cl H2O

27 Neutralización H3O+ + Cl- + Na+ + OH-  2H2O Na+ + Cl-

28 Ejemplo Ggeneralmente, se forman agua y sal, de forma muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH  2H2O + Na2SO4

29 Gráfico de neutralización