LICDA. CORINA MARROQUIN

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1 LICDA. CORINA MARROQUIN
ACIDOS, BASES, ELECTROLITOS y pH SEMANA 12 2016 LICDA. CORINA MARROQUIN

2 La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases.

3 ACIDOS

4 ácidos: sustancia que en solución
Arrhenius, ( ). ácidos: sustancia que en solución acuosa libera iones H+ bases: sustancias que en solución acuosa libera a iones OH-

5 Ácidos A. HCL  H+ + CL- B. HNO  H+ + NO3- C. CH3COOH  CH3COO- + H+ Los ácidos pueden ser fuertes y débiles.

6 Ácido monoprótico: son los ácidos que ceden un H+ al ionizarse. HCl.
Acido diprótico: son los ácidos que ceden dos H+ al ionizarse.H2SO4 Acido triprótico: son los ácidos que ceden tres H+ al ionizarse. H3PO4

7 1. Los ácidos ponen el papel pH de color rojo.
(Tiene pH menor de 7) 2. Tienen el sabor agrio lo suficiente para poder probarse. 3. Reaccionan con los metales como Mg, Zn, Fe, produciendo hidrógeno gaseoso (H2). 4. Neutralizan las bases. 5. Son electrolitos.

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10 BASES

11 Las bases pueden ser fuertes y débiles.
A. NaOH  Na+ + OH- B. Mg(OH)2  Mg OH- C. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Las bases pueden ser fuertes y débiles.

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13 1.Las bases ponen el papel pH de color azul. (Tienen pH mayor de 7)
2. Tienen sabor amargo. 3. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. 4. Reaccionan con los ácidos formando agua y sales. 5. Son electrolitos.

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15 sustancia que dona protones (H+)
TEORIA DE BRONSTED-LOURY Acido: sustancia que dona protones (H+) A.B.C. anteriores

16 BASES : sustancias que reciben protones (H +).
H2O + NH3  NH4+ + OH-

17 Teoría de Lewis Son ácidos aquellas sustancias pueden aceptar o compartir un par de electrones. Ej. SO3, BF3

18 Para Lewis son bases las sustancias que
pueden ceder un par de electrones. . Ej: H3N:

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20 disociados en medio acuoso.
Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia y da lugar a la formación de iones. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Se caracterizan por conducir la electricidad.

21 ELECTROLITOS KNO3  K+ + NO3- NH4OH  NH4 + OH- NaOH  Na+ + OH-
FUERTE DEBIL Se disocian 100 % Se disocia en un pequeño % Buen conductor de la electricidad. Conduce poco la electricidad La Reacción de ionización ocurre en un solo sentido. (Irreversible) Su reacción de ionización son reversibles y poseen Ka si son ácidos y Kb si son bases. KNO3  K+ + NO3- NH4OH  NH4 + OH- NaOH  Na+ + OH- H2SO4  2H+ + SO4-

22 Funciones de los electrolitos
Los electrolitos del cuerpo son importantes para mantener la función celular y de los órganos. Los más habituales son: K+1, Na+1,Cl-1, HCO3-1 . Los iones de sodio regulan el agua y los impulsos nerviosos. Los iones de Potasio participan de impulsos nerviosos y en la uniformidad de los latidos cardiacos. Los cloruros equilibran los líquidos del cuerpo. El bicarbonato regula el pH sanguíneo.

23 AUTO-IONIZACIÓN Proceso donde el agua puede actuar como ácido y como base, debido a que es un electrolito débil, por lo cual cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.

24 Esta constante ,Kw, se llama: Constante de IÓNIZACION DEL AGUA.
Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , se puede incluir en la constante de equilibrio , que se expresa entonces en la forma : Kw = [H+] [OH-] = 1.0x10 – C Kw = [1x10-7][1x10-7] = 1.0x10 –14 Esta constante ,Kw, se llama: Constante de IÓNIZACION DEL AGUA.

25 A 25º C, en mol/litro Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 Ácida [H+] > 10-7
A 25º C, en mol/litro Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 Ácida [H+] > [OH-]< Básica [OH-] > [H+] <

26 Ej. Una solución de NaOH posee una de OH-] 1x Cuál es H+] ? Una solución HCl tiene una  H+] 1.2 x Cuál es OH-]

27 Ka: constante de ionización de ácidos
Ácido débil: Su ionización es reversible. Se disocia en un pequeño porcentaje. Posee constante de ionización Ka. Ej. HCN  H+ + CN- Ka= 4x10-10

28 Kb: constante de ionización de bases
Base débil: Su ionización es reversible. Se disocia en un pequeño porcentaje. Posee una constante de ionización Kb. Ej. NH3 + H2O  NH OH Kb= 1x10-5

29 Las expresiones de Ka y Kb:
Ka = [H+][ A- ] productos Kb = [ BH+][OH-] [HA] reactivos [B]

30 CALCULOS DE IONIZACION DE ACIDOS DEBILES
CH3COOH  CH3COO- + H+ AH A H+ A. Calcular Ka. Ka= A- H+ = CH3COO- H+ PRODUCTOS AH CH3COOH REACTIVOS Se puede calcular H+ = PH

31 Ej. Se preparó una solución de ácido acetil salicílico (Aspirina) 0
Ej. Se preparó una solución de ácido acetil salicílico (Aspirina) 0.1 M. Su H+ es de 5.7 x10-3 M. Calcule la Ka de la Aspirina. Aspirina ↔ H+ + Asp-

32 B. Calculo % de ionización ().
% = H+x [H+] X100 HA CH3COOH PH= -log de H+

33 B. Calculo % de ionización.
 = H+ x [H+] X100 = x100 = 5.7 % HA Aspirina M Si conozco la H+ puedo saber el pH. pH = - log. H+

34 CALCULO DE IONIZACIÓN DE BASES DÉBILES.
BOH  B+ + OH- NH3 +H2O NH4 +OH- B. Calcular Kb Kb: B+ ]OH- [ BOH ]

35 Los ácidos y bases fuertes no poseen
Ka y Kb. Su ionización ocurre en un solo sentido. Se ionizan en 100%. HCl H+ + Cl- H+ = ácido. NaOH Na+ +OH- OH= base  Ej. HCl 0.1 M = H+ es 0.1 M

36 pH: El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.
Concepto de pH pH: El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log [H+] Antilog.PH= [H+]

37 COMO USAR TU CALCULADORA
-LOG no. Exp. H = PH Antilog.= Shift log (-PH)= H+

38 POH es el logaritmo negativo, de la concentración de iones OH-.
pOH = -log [OH-] La expresión del producto iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se cumple: pH + pOH = 14

39 ESCALA DE PH

40 MANERAS DE MEDIR PH

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42 1.¿Cuál es el pH de una solución con una [H+] de 4.5 x 10-2 M ?
2.Cuál es la [H+] del jugo de limón, cuyo pH es de 2.45

43 3. ¿Cuál es el pOH de una solución cuyo pH es de 8.25?
4. El jugo de limón tiene una [H+] de 0.025M ¿Cuál es la [OH-]?

44 LA ESCUELA DE ATENAS RAFAEL SANZIO ITALIANO