Semana 12 ÁCIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

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1 Semana 12 ÁCIDOS , BASES Y ELECTROLITOS
Capítulo 10 Licda. Bárbara Jannine Toledo

2 ACIDOS Y BASES ACIDO BASE
Sustancias como el vinagre o el jugo de limón. Tienen un sabor a agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Sustancias como antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües. Tienen un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.

3 TEORIA DE ARRHENIUS ACIDO
Es una sustancia que produce iones de hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua. El ión hidrogeno (H+) es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión hidronio (H3O+) . H+ + H2O → H3O+ (El nombre protón también se usa como un sinónimo del ion hidrógeno, H+ debido a que la pérdida del electrón de valencia de un átomo de hidrógeno neutro, deja únicamente en el núcleo del hidrógeno, un protón.)

4 TEORIA DE ARRHENIUS Ejemplo : HCl , HNO3 HCl (g) + H2O (l) → H+(ac) + Cl - (ac) HNO3 + H2O(l) H+(ac) + NO3- (ac)

5 TEORIA DE ARRHENIUS BASE Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2
Compuestos iónicos que se disocian en un ion metálico y en iones hidróxilo (OH-) cuando se disuelve en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH + H2O → Na+ + OH- KOH + H2O → K+ + OH- Ba(OH)2 + H2O → Ba OH-

6 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
ACIDO: Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia. HCl + H2O → H3O+ + Cl- ACIDO BASE

7 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
BASE: Sustancia que acepta un protón (H+) de otra sustancia. H2O + NH3 → OH – + NH4+ ACIDO BASE

8 Ejemplo

9 TEORIA DE LEWIS ACIDO Sustancia que puede aceptar un par de electrones. Para poder aceptar un par de electrones debe tener un orbital vacío de baja energía o un enlace polar con el hidrógeno para poder donar el H+ (el cual tiene un orbital 1s vacío).

10 TEORIA DE LEWIS Sustancia que puede ceder un par de electrones.
BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. Una base de Lewis es un compuesto con un par de electrones no enlazado que puede utilizarse para enlazar un ácido de Lewis. El H2O, con sus dos pares de electrones no enlazados en el oxígeno, actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones a un H+ en la formación del ion hidronio, H3O+.

11 TEORIA DE LEWIS La mayor parte de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno o nitrógeno pueden actuar como bases de Lewis porque tienen pares de electrones no enlazados.

12 COMPARACIÓN CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS PRODUCE H+
PRODUCE OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+ LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOS SI SABOR AGRIO AMARGO SENSACIÓN PUEDE PICAR JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

13 IONIZACION Ejemplo : HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH-
Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua se disocia en sus iones respectivos. Ejemplo : HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3 ⇄ NH4+ + OH-

14 ELECTROLITOS FUERTE DEBIL
Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad. FUERTE DEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la electricidad La reacción de ionización ocurre en un solo sentido (irreversible). KOH → K+ + OH- H2SO4 → 2H++ SO4-2 Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad. Su reacción de ionización es reversible H2CO3 ⇄ 2H+ + CO3-2 NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

15 ELECTROLITOS FUERTES DEBILES

16 NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o en solución, NO conducen la corriente eléctrica. Ejemplo Alcohol Gasolina Azúcar azúcar

17 Se ionizan totalmente en agua (100%)
ACIDOS FUERTES: Se ionizan totalmente en agua (100%) Tiene una ionización irreversible. Ejemplo : HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico HClO4 Ácido Perclórico

18 Se ionizan en pequeñas proporciones. Tienen una ionización reversible
ACIDOS DÉBILES Se ionizan en pequeñas proporciones. Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka) CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO- Ka= [H+] [CH3COO-] [CH3COOH] H3PO4 Ácido Fosfórico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico H2CO3 Ácido carbónico H3BO3 Ácido Bórico HF Acido Fluorhídrico H2S Acido sulfhídrico

19 BASE FUERTE Se ionizan totalmente en agua, (100%) Tiene una ionización irreversible NaOH Hidróxido de Sodio KOH Hidróxido de Potasio LiOH Hidróxido de Litio

20 Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible
BASE DEBIL Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb). NH4OH ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [OH-] [NH4OH] Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio NH3 Amoniaco

21 Cómo saber si un ácido es Fuerte o Débil?
Un ácido débil tiene una ionización reversible y posee una Ka. Una base débil tiene una ionización reversible y posee una Kb. Un ácido fuerte tiene una ionización irreversible y no posee una Ka. Por lo tanto [H+] = [ácido] Una base fuerte tiene una ionización irreversible y no posee una Kb. Por lo tanto [OH-] = [base]

22 IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, debido a que se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- Concentración en el agua a 25 °C [H+] = = 1 x M [OH-] = = 1 x 10 – 7 M

23 Constante de Producto Iónico del agua (Kw)
Kw = [H+] [OH-] Kw = [1.0 x ] [1x10 - 7] Kw = 1.0 x

24 pH El pH es la medida de la concentración de iones hidrógeno en una solución, [H+] pH = - log [H+]

25 NEUTRO 7 MAS ACIDO MAS BASICO

26 Algunos pH

27 pOH ES la medida de la concentración de iones hidroxilo en una solución, [OH -] pOH = - log [OH-]

28 Relación pH y pOH pH + pOH = 14 Ejercicios

29 % de Ionización = [OH-] x 100
Ácidos : Bases: % de ionización = [H+] x 100 [ácido inicial] % de Ionización = [OH-] x 100 [base inicial]

30 Fin