SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA 2017

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1 SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA 2017

2 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
Definición de ácidos y bases según: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis Definición de electrolitos: Fuertes y débiles No electrolitos Ionización de: Agua (Kw) Ácidos y bases fuertes Ácidos y bases débiles (Ka, Kb y % de ionización) Escala de acidez. Definición y cálculos de pH, pOH, [H+], [OH-] Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Q. en el Ambiente: “Lluvia Ácida” Laboratorio: Ácidos, bases y electrolitos.

3 ACIDOS Y BASES HAY VARIAS DEFINICIONES DE ACIDO Y BASE ACIDO
BASE o HIDROXIDO Del latín Acidus= agrio Ej: vinagre, jugo de limón, HCl, H2SO4.Tienen un sabor agrio o ácido y pueden producir sensación de picazón en la piel. Ej: antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües, NaOH, Al(OH)3 Que tiene un sabor amargo y sensación resbalosa en la piel. HAY VARIAS DEFINICIONES DE ACIDO Y BASE

4 Definición de Ácido y Base según Arrhenius
Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones H+ ó (H3O+) ó protón H+ + H2O → H3O+ Ej: HCl, HNO3 ,H2SO4, H2CO3 Disociación de ácidos: HCl → H+ + Cl - HNO3 → H+ + NO3- BASE: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones Hidroxilo (OH- ) Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2 Disociación de la base: NaOH → Na+ + OH- Ba(OH)2 → Ba++ 2 OH-

5 Definición de Ácido y Base según Bronsted-Lowry
ACIDO Sustancia que dona iones H+ (protón) a otra sustancia. BASE Sustancia que acepta iones H+ Ej: El amoníaco NH3 es una base sin embargo con la definición de Arrhenius no lo vemos porque no presenta OH. Con Bronsted-Lowry si se identifica como base porque acepta un H+ y forma amonio NH4+ HCl + NH3 → NH4+ + Cl- ACIDO BASE

6 Definición de Ácido y Base según LEWIS
ACIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otra sustancia. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones a otra sustancia.

7 ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES
CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS Libera H+ Libera OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+ LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES ELECTROLITOS SI SABOR AGRIO (ácido) AMARGO SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO PAPEL PH o TORNASOL ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

8 IONIZACIÓN Ó DISOCIACIÓN DE ACIDOS, BASES Y SALES
Es la separación o disociación de un compuesto en sus iones (+) y iones (–) al estar en agua (solución acuosa). La disociación puede ser total, en un 100 % () o parcial, en muy bajo + 5% (⇄ ). Ejemplo: HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3 ⇄ NH4+ + OH- CaCl2→ Ca Cl- EN BASE A LA IONIZACIÓN SE CLASIFICAN ASI:

9 ELECTROLITOS Sustancias que en solución acuosa se disocian en iones y CONDUCEN LA ELECTRICIDAD. Según el grado de ionización se clasifican en: ELECTROL.FUERTE ELECTROLITO DÉBIL Se disocian al 100% Buen conductor de la electricidad Su reacción de ionización es irreversible. Ej: KOH → K+ + OH- H2SO4 → 2H++ SO4-2 Se disocian en un pequeño % Conduce poco la electricidad Su reacción de ionización es reversible. Ej: H2CO3 ⇄ 2H+ + CO3- NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

10 ELECTROLITOS FUERTES DEBILES

11 NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o solución, NO conduce la corriente eléctrica. Ej: Alcohol Gasolina Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

12 Aplicación del % de Ionización en electrolitos fuertes y débiles
1. ¿Cuál es la [H+] y el % de ionización de una solución de HCl 0.15 M ? 2. ¿Cuál es la [OH-] y el % de ionización de una solución de NaOH 0.22 M? 3. ¿Cuál es el % de ionización de una solución de CH3COOH 0.13 M que tiene una [H+]de 0.011M? 4. ¿Cuál es la [OH-] de una solución de NH3 (NH4OH) 0.3 M que se ioniza en un 12% ?

13 ACIDOS Y ACIDOS y BASES FUERTES: BASES FUERTES
Se ionizan casi en un 100% Tienen una ionización irreversible No tienen constantes de ionización (Ka), (Kb) Ej: HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico

14 ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan muy poco (es reversible)
Tienen una constante de ionización (Ka) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la Constante de Equilibrio: Ejemplo: x x ácido acético HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- Ka = [H+] [C2H3O2-] = (x).(x) = ___x2____ [HC2H3O2] [HC2H3O2] [HC2H3O2]

15 ÁCIDOS DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes Ka
Ácido Fórmico HCOOH Ka=2.1x10 - 4 Acido cianhídrico HCN Ka = 4.9 x10-10 Ácido fluorhídrico HF Ka = 7.2 x 10- 4 Ácido láctico CH3CHOHCOOH Ka = 1.4 x 10- 4

16 Ej: amoníaco NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
BASES DEBILES Se ioniza muy poco y es reversible. Tienen una constante de ionización (Kb) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la constante de equilibrio Keq: x x Ej: amoníaco NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [ OH -] = x2 [NH3] [NH3] (NO se toma en cuenta el H2O en las expresiones de Kb y Ka)

17 Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Kb)
BASES DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Kb) Anilina C6H5NH2 Kb: 4.0 x Amoniaco NH3 Kb = 1.8 x 10 -5

18 IONIZACION DEL AGUA (Debido a que los ácidos y las bases se encuentran disueltos en soluciones acuosas y es allí donde liberan sus H+ y OH- , debemos conocer como se afectarán las concentraciones de H+ y OH- que produce el agua). El agua se ioniza muy poco, por lo que es mala conductora de electricidad. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25o C el agua pura contiene concentraciones molares iguales de H+ y OH- (muy pequeñas) [H+] = = 1 x M [OH-] = = 1 x 10 – 7 M

19 Constante de Producto Iónico del agua (Kw ó Ka)
(Como la ionización del agua en H+ y OH- es tan baja, se le puede calcular una constante de equilibrio que se llama Kw) Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14 Si el agua es pura, las concentraciones Molares de H+ y OH- en su Kw son: Kw =[1.0 x ] [1x10 - 7] =1.0 x10 -14 Kw = 1.0 x10 -14

20 Se usa Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14 y se despeja [H+]
En soluciones Acidas: [H+] es mayor que 1.0x10-7 En soluciones Alcalinas: [H+] es menor que 1.0x10-7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10-7 Aplicación: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x ¿Cuál es la [H+] ? Se usa Kw = [H+] [OH-] =1.0 x y se despeja [H+] R: [H +] = 1 x M (¿es ácida, básica o neutra?)

21 La ecuación de la Kw nos permite calcular H+ y OH-
¿Cómo cambian las concentraciones de iones hidrógeno (H+) e hidroxilo (OH-) del agua o de las soluciones acuosas, cuando se les agrega un ácido o una base? Recordar que Kw es un constante y no debe cambiar su valor 1.0x por lo tanto: influye la adición Al agregar un ácido al agua se liberan H+  [ H+] Si ↑[ H+ ], [OH-] ↓ para que [ H+] x [OH-] = 1.0x10 -14 Al agregar una base al agua, se liberan OH-  [OH-] Si ↑[OH-], [H+ ] ↓ para que [H+] x [OH-] = 1.0x10 -14 La ecuación de la Kw nos permite calcular H+ y OH- Para facilitar el uso de concentraciones tan pequeñas, se le aplicó logaritmo a estas expresiones y se obtiene el pH:

22 pH (potencial de hidrógeno)
Es la medida de la concentración de iones [ H+] ó hidronio [H3O+ ] en una solución [H+]=10– pH Y se calcula con: Ej: 1. El pH de una solución que tiene [H+] de 1x pH=6 2. El pH de una solución que tiene [H+] pH = -log 6.5 x 10– 4 = 3.18 pH = - log [H+]

23 El agua pura tiene [H+] y [OH] = 1x10 -7 y un pH 7
LA ESCALA DE pH es de 1 a 14 El agua pura tiene [H+] y [OH] = 1x10 -7 y un pH 7 Toda solución neutra tiene un pH 7 Toda solución ácida tiene un pH menor 7 Toda solución básica tiene un pH mayor 7 NEUTRO 7 MAS BASICO MAS ACIDO

24 pH DE ALGUNAS SUSTANCIAS

25 pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-] en una solución [OH -] = 10 - pOH y se calcula con la fórmula: En toda solución acuosa : pH + pOH = 14 Ejemplo: 1.¿Cuál es el valor de pOH de una solución si el pH es 3.2 ? pOH = - log [OH-] 1) pOH = 10.8

26 2. Si [OH-] en una solución es 0
2. Si [OH-] en una solución es 0.05, calcular el valor del pOH, el pH, la concentració de [ H +], es ácida ò alclina? (Para calcular [H+ ] usar Kw :[ H+] [OH-] = 1x ) 3. ¿Cual es el pH de una solución de HCl M ? La [H+] es igual a la [HCl] por ser electrolito fuerte. pH = - log [H + ] 4. Calcule el pH de una solución de NaOH M La [OH-] es igual a la [NaOH] por ser electrolito fuerte. 3) pOH = 1.30 pH =12.7 Es básica ó alcalina. [ H+] = 2 x M 4) pH = ) pH = 12.38

27 Cálculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH
Se utilizan las siguientes fórmulas: [H+]=10 – pH [OH -]=10 - pOH [H+]= _ ___ antilog pH Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7 2. Calcule [OH-] si el pOH de una solución es 2.8 1) [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = [H +] =1.99 x 10 -4 2) [OH - ] = 10 -pOH = = [OH-] = 1.58 x 10 -3

28 Calcular el pH de las siguientes soluciones:
[H+] = 2.5 x ) pOH = 4.2 NaOH M ) HCl M [OH-] = 2.0 x ) NaOH 0.28M Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con : 7) pH= ) pOH = ) pH = 1.8

29 Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0
Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético (CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5 CH3COOH CH3COO- + H+ x x Como no conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas: Ka = [CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2 [CH3COOH ] X 2 = 1.8 x (0.3)  X =√ 5.4 x x = x 10 -3 Como x = [H+]  [H+] = 2.32 x 10 -3 pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63  pH = 2.63 Ahora calcular el % de ionización: % ionización = [H+] x100 [CH3COOH] % ionización = 2.32 x x100 = % 0.3

30 Calculo de Ka y pH a partir de el % de ionización:
Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. HCOOH ⇋ HCOO - + H + Las concentraciones son [ HCOOH] = [HCOO -] = 6 % = 1.5 x M Ambas son iguales, se ionizan en la misma proporción Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2) [ HCOOH ] ( 0.25 ) Ka = 2.25 x 10 – 4 pH = -log [H +] pH = -log 1.5 x 10- 2= 1.82 pH = 14-pOH pH = =11.62

31 EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles)
1. Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 . HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2- 2. Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina M, Kb = 4.5x10-10. C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH- 3. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%? HF ⇄ H+ + F-

32 4. Calcule el pH de una solución de 0
4. Calcule el pH de una solución de 0.3 M de trimetilamina C3H9N si Kb = 6.0 x 10 -5 C3H9N + H2O ⇋ C3H9NH+ + OH- x x Kb= [C3H9NH+] [OH-] C3H9N 6 x 10-5 = (x)(x) /0.3 X2 = 6 x x 0.3 = √1.8 x =4.2 x 10 -3 como X = [OH -]  [ OH-] = 4.2 x 10 -3 pOH = –log 4.2 x = 2.38