PH. s d e b s p  Los electrolitos son compuestosque se ionizan (o se disocian ensusionesconstituyentes)endisolucionesacuosasy conducencorriente eléctrica.

Presentación del tema: "PH. s d e b s p  Los electrolitos son compuestosque se ionizan (o se disocian ensusionesconstituyentes)endisolucionesacuosasy conducencorriente eléctrica."— Transcripción de la presentación:

1 pH

2 s d e b s p  Los electrolitos son compuestosque se ionizan (o se disocian ensusionesconstituyentes)endisolucionesacuosasy conducencorriente eléctrica. on compuestos que secaracterizan por ser buenos conductores e la corriente eléctrica, ya que están completamente ionizados Fuertes n solución acuosa. Forman parte de estos: los ácidos fuertes, ases fuertes y las sales.  H 3 O + (ac) Cl - (ac) HCl (ac) H 2 O (l) ++ on los que se disocian sólo parcialmente, razón por la cual son corriente eléctrica. Débiles ocos conductores CH 3 COOH (ac) de la  CH 3 COO - (ac) + H 3 O + (ac) + H 2 O (l)

3 Brönsted- Lowry Lewis Arrhenius ARRHENIUS LEWIS BRONSTED - LOWRY

4 H+H+ Un ácido es aquella sustancia capaz de producir ionesen solución acuosa y una base es aquella sustancia capaz de iones OH - en solución acuosa, es decir, que hidroxilo formaba parte de las bases. producirelgrupo HCl (ac)  H + (ac) Cl - (ac) + H 2 O (l)  Na + (ac) OH - (ac) NaOH (s) + +

5  Un ácido es aquella sustancia capaz de donar iones H+ (protones) en solución acuosa y una base es aquella sustancia capaz de aceptar H+ (protones) en solución acuosa. Según esta definición, siempre que exista un ácido que done un protón, existirá una base que aceptará ese protón

6 más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada”  “Mientras más fuerte el ácido, su base conjugada es más débil. Mientras

7  Unácido esunaespecieque puedeaceptarpares de electrones y una base es especie que puede ceder pares de electrones libres.

8 anfótera  El agua es un solvente y un electrolito muy débil, yaque al y OH -, H+H+ ionizarse produce bajas concentraciones de iones mediante la transferencia de protones de una molécula de agua a otra molécula igual, dando lugaral equilibrio:  H 3 O + (ac) OH - (ac) H 2 O (l) + +

9 Seusausael la de pHparapara expresar alcalinidad acidezo unasolución  En solución acuosa, las concentraciones de protones y de iones hidroxilo son muy con logaritmos en pequeñas, por lo que se prefiere expresarlas lugar de utilizar concentraciones. El pH, y se definecomo ellogaritmonegativoenbase 10de la concentración en mol/L de H 3 O + o de H +. pH = - log  H 3 O +   De igual forma, el pOH corresponde al logaritmo negativo en base 10 de la concentración en mol/L de OH -. pOH = - log  OH -  pH + pOH=14 pHpOHpOH Solución ácida0-70-714-7 Solución neutra77 Solución básica7-147-07-0

10 Ácidos Fuertes Aquellos que se disocian completamente, transfiriendo totalmente sus protones al agua y no dejan moléculas sin disociar en solución acuosa. Los ácidos fuertes más comunes son: HClO 4, HClO 3, HNO 3, H 2 SO 4, HCl, HBr y HI.  H + (ac) 0.010 M Cl - (ac) 0.010 M HCl (ac) 0.010 M + - log  0.010  = 2 pH = Bases Fuertes Aquellas que se disocian completamente en solución acuosa, aportando totalmente sus iones OH –. Las bases fuertes más comunes son: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH) 2.  Sr 2+ + 2OH - Sr(OH) 2(ac) 0,030 M (ac) 0,030 M2 (0,030 M) pOH = - log  0,060  = 1,22 pH = 14 – 1,22 = 12,78 Sales fuertes Son compuestos iónicos que se forman por sustitución de uno o más iones hidrógeno de un ácido por un ión positivo diferente. La mayor parte de las sales son electrolitos fuertes, es decir se disocian completamente. NaCl (s)  Na + + Cl - (ac)

11  En forma general, los ácidos débiles se disocian de la siguiente manera:  Ácido Débil: El proceso de disociación iónica en solución acuosa sólo ocurre parcialmente, por lo que tiene poca tendencia a ceder un protón, y por tanto se establece un equilibrio entre las moléculas sin disociar y losionesgenerados.Algunosejemplos comunesson:elHF,HF,HCN, CH 3 COOH, C 6 H 5 COOH y el H 2 CO 3, entre otros.

12

13  Base Débil: estas sustancias reaccionan parcialmente con el agua, pues tiene poca atracción por el protón y forma el ácido conjugado ión OH -. yelAnálogoalosácidosdébiles, tambiénsedaun equilibrio entrelas moléculasy los iones disociados. Los ejemplos máscomunesson el NH 3 ysusderivadosorgánicos,como C 6 H 5 NH 2, CH 3 NH 2, entre otros. + – (ac) NH 3(ac) + H 2 O (l) NH4NH4 +OH (ac)

14 y la cantidad inicial del mismo, multiplicado por 100.  Es la relación que existe entre el ácido o base débil disociado

15

16 

17  Es el proceso de reacción de los iones de las sales con los iones del agua. Generalmente, se aplica a la reacción entre el agua y las bases conjugadas de los ácidos débiles (aniones) y los ácidos conjugados de las bases débiles (cationes).

18 NaCl (ac)  Na + (ac) + Cl - (ac) pH=7 CH 3 COONa (ac)  CH 3 COO - Na + + pH>7 (ac)  CH 3 COO - OH-OH- + H OCH COOH+ (ac)2 (l)3(ac) bwa pH< 7  +- NH 4 Cl (s) NH4NH4 +Cl (ac)  ++ NH4NH4 + H 2 O (l) NH 3(ac) + H3O+ H3O (ac) Ka= Kw/ KbKa= Kw/ Kb K = K / K

19 La solución es ácida La solución es básica La solución es neutra. Ka > KbKb > KaSi Kb = Ka  Cuando se disuelve esta sal en agua, tanto el catión como el anión reaccionan con los iones del agua para formar ácido y base sin disociar. El pH de la solución resultante dependerá de la fortaleza de un equilibrio sobre el otro. El equilibrio que tenga una mayor constante de hidrólisis ocurrirá en mayor proporción y definirá el pH final.

20

21

22

23  En general, según el Principio de Le Chatelier, la disociación de un electrolito débil, sea un ácido o una base, disminuye al agregar a la solución un electrolito fuerte que tenga un ión común con el electrolito débil. Este desplazamiento de la posición de equilibrio que ocurre cuando adicionamos un ión común, que es uno de los componentes de una reacción en equilibrio, es lo que se llama efecto del ión común.

24 Ka  Kw Kb  pH  pKa  logpH  pKa  log ÁcidoÁcido Kw Kb Ka Ka   Sal   Base  pH  pKa  log  Sal 

25 Siseadiciona basefuerte,no aumenta pues la base (OH - ) se considerablemente el pH, neutralizacon algodelácidodelasolución reguladora: OH - + HA  A-A- H2OH2O +, esto causa que la concentración la sal aumente. delácido disminuyaylade Si se añade un considerablemente ácido fuerte, no disminuye el pH, porquela reacción del ácidodébil sedesplazaa la base izquierda, H+H+ neutralizando parte delcon la conjugada formando que forma parte del amortiguador y ácido: HA  concentración H+H+ + A -, esto hace que aumente la delácidoydisminuyala concentración de la sal.

26  De acuerdo al principio de Le Chatelier, al agregar un ión común una solución saturada hace que disminuya la solubilidad debido que permite el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.  Si el AgNO 3, se agrega a una disolución saturada de:a AgCl (s)  Ag + + Cl-+ Cl- (ac)(ac)(ac)(ac)  El ión común es Ag +, esto hará que aumente el producto iónico.  Para restablecer el equilibrio, algo de AgCl precipitará, hasta que el producto iónico se haga otra vez igual al Kps. El efecto de agregar un ióncomún es, entonces, una disminución en la solubilidad de la sal (AgCl).