COLEGIO TERESA DE ÁVILA BLOQUE 1: ÁCIDOS Y BASES QUINTO SEMESTRE M.C. MARÍA FERNANDA SOLANO BARRAZA.

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1 COLEGIO TERESA DE ÁVILA BLOQUE 1: ÁCIDOS Y BASES QUINTO SEMESTRE M.C. MARÍA FERNANDA SOLANO BARRAZA

2 INTRODUCCIÓN  Desde la Antigüedad se conocen distintas sustancias de características especiales y de gran interés práctico que hoy conocemos como ácidos y bases.  Ácidos y bases son reactivos químicos muy comunes y gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso.

3  Las reacciones en las que participan estas especies de denominan reacciones ácido-base, y su estudio requiere la aplicación de los principios del equilibrio químico a disoluciones.

4  En estas reacciones, el disolvente juega un papel muy importante, ya que ácidos y bases intercambian protones con él, es por ello, que también se denominan reacciones de trasferencia de protones.

5  El francés Lavoisier, en 1787, defendió, que el oxígeno es un elemento imprescindible en la composición de los ácidos.

6  En 1810, el inglés H. Davy, afirmó que el hidrógeno era también un componente fundamental de los ácidos.  Entre finales del siglo XIX y principios del siglo XX Reacciones de ácido- base Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted- Lowry Teoría de Lewis

7 Arrhenius  Svante Arrhenius, en 1884, presentó su teoría de disociación iónica: “Muchas sustancias que se encontrasen en disolución acuosa experimentaban una ruptura o disociación en iones positivos y negativos.” De éste modo, sales como pueden ser, bromuro de calcio o sulfato de cesio, se disocian de la siguiente forma: CaBr2 → Ca 2+ + 2 Br – CS 2 SO 4 → 2 Cs + + SO4 2-  Estas disociaciones iónicas, también conocidas como disociaciones electrolíticas, demuestran la conductividad eléctrica de las disoluciones en medio acuoso de muchas sustancias que reciben el nombre de electrólitos.

8  En esta teoría Arrhenius definió ácidos y bases como: Teoría de ArrheniusÁcidos Es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno, H+ Bases Toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH- Una reacción de neutralización consiste en la combinación del ión H+ del ácido, con el ión OH- de la base para producir H 2 O no disociada.

9 Teoría de Brönsted-Lowry Una sustancia se comportaba como ácido, cuando cedía protones y como base cuando aceptaba protones. La tendencia a transferir protones era lo que caracterizaba a los ácidos, mientras que la tendencia a aceptarlos, era algo característico de las bases según esta teoría.

10 Por ejemplo… En una disolución acuosa de ácido nítrico, HNO 3, éste actuará como ácido y la base será el agua, ya que el ácido nítrico se ioniza, cediendo al agua un protón: HNO3 (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) (ión hidronio) + NO3- (aq)

11 Se puede considerar a las reacciones ácido-bases como equilibrios, en los que las sustancias formadas pueden trasferirse también H+ entre ellas. En general, si expresamos como un equilibrio la reacción acido-base, tenemos : Ácido + Base ↔ Ácido conjugado de la base + Base conjugada del ácido

12 Lewis Su teoría considera ácido a todos los átomos, moléculas o iones que puedan aceptar un par de electrones, y base sería toda especie química que sea capaz de ceder un par de electrones.

13 Así el H+ se considera un “ácido de Lewis” ya que posee un espacio electrónico en su estructura que es capaz de aceptar un par de electrones. De igual manera, el amoniaco sería una “base de Lewis”, pues la capa de valencia del nitrógeno tiene un par de electrones sin compartir.

14 Para Lewis una reacción de neutralización, es el proceso en el cual una sustancia con espacio electrónico. (como por ejemplo, el átomo del boro en el BF 3 ), acepta un par de electrones de una base de Lewis, como puede ser el caso del amoniaco: BF3 + :NH3 → F3B ← :NH3

15  Para que una reacción de neutralización se lleve a cabo es necesario que el acido y la base se mezclen y formen una sal, siempre por partes iguales.  Entre los usos mas comunes en la vida cotidiana es el amortiguar la acidez estomacal

16  Entre los antiácidos mas usados son:  Bicarbonato de potasio  Magnesia  Hidroxido de calcio hidratado  Carbonato de calcio  Bicarbonato de sodio, litio

17 Historia…… Soren Peder Pauritz Sorenson. La escala del pH fue inventada en 1909 Dinamarca “Escala Sorenson” hasta 1924 Diagnóstico para medir acidez, detección de desórdenes digestivos, respiratorios y metabólicos. Wilhelm Ostwald 1890 Invento equipo de conductividad eléctrica un para medir la cantidad de iones H+ en una solución EXPRESO LAS MEDICIONES POR UNA FORMULA. ESCALA 0 -14

18 pH Definición …. del latín Pondus Hydrogenii que significa potencial de hidrógeno El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución... El pH representara la concentración de iones hidronio [H 3 O + ] en determinadas sustancias.

19  El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:  Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...], también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH −.

20 Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones OH – y H 3 O +, tenemos que:

21 La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

22 Sørensen observó que las enzimas que aceleraban reacciones bioquímicas trabajaban adecuadamente en ambientes con cierto pH y pobremente en ambientes con otro pH. Por ejemplo, la pepsina (compuesto en los jugos gástricos) es compatible con ácidos, pero la lipasa (encontrada en el páncreas) requiere alcalinidad.

23 La acidez de una sustancia es el grado en el que es ácida. El concepto complementario es la basicidad. Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH − al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH

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25 Determinación de la acidez La acidez de una sustancia se puede determinar por métodos volumétricos. titulación el titulante El titulado (o analito) el indicador. BASE ACIDO CAMBIO QUIMICO COLOR FENOLFTALEINA / NARANJA DE METILO

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27 Potenciometro También conocido como pH- metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

28 Papel de tornasol El indicador de tornasol es rojo en soluciones ácidas (pH inferior a 7) y es azul en soluciones alcalinas (pH mayor de 7).

29 Composición del papel tornasol Celulosa de madera, líquenes y compuestos adjuntos. El papel en sí mismo debe ser lo más puro posible con el fin de evitar resultados erróneos. Debido a esto, la celulosa de la madera se trata con disolventes antes de la fabricación del papel. Los líquenes son los que dan el papel su capacidad para detectar propiedades ácidas o básicas.

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32 pH sanguíneo  Niveles mayores o menores que el pH sanguíneo ayuda a diagnosticar problemas metabólicos y respiratorios.  La acidez indica problemas pulmonares o en riñones. La alcalinidad puede significar deshidratación o problemas en el hígado. Hoy en día, la medición del pH se ha convertido en una rutina en el análisis sanguíneo para detectar inclusive diabetes e infecciones urinarias.

33 Soluciones búfer  Las soluciones reguladoras o búfer son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH.  Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables.

34  La reacción de neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal.

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36 Amortiguadores Sistemas acuosos que tienden a resistir los cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido (H + ) o base (OH - ). Ácido débil (dador de protones) + Base conjugada (aceptor de protones) Consta: …

37 3.76 a 5.76 unidades de pH 5.86 a 7.86 unidades de pH 8.25 a 10.25 unidades de pH. La capacidad amortiguadora de los ácidos débiles varía…  La capacidad amortiguadora va una unidad por arriba y una por debajo de su pK a, pues es precisamente en esta región en donde el agregar H + u OH - tiene menor efecto.