SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA 2018

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1 SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA 2018

2 Laboratorio: Ácidos, bases y electrolitos.
Semana 12 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 de y cálculos de pH, pOH, [H+], [OH-] Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Lecturas: En libro de texto del capítulo correspondiente. Otras que se informe. Laboratorio: Ácidos, bases y electrolitos.

3 BASE, HIDROXIDO o ALCALI
ACIDOS Y BASES ACIDO BASE, HIDROXIDO o ALCALI 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 en solución acuosa se disocia y 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 en solución acuosa se disocia y produce iones Hidroxilo (OH- ) Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2 Disociación de bases: NaOH → Na+ + OH- Ba(OH)2 → Ba++ 2 OH-

5 Definición de Ácido y Base según Bronsted-Lowry
ACIDO (igual a la de Arrhenius) Sustancia que dona iones H+ (protón) a otra sustancia. BASE Sustancia que acepta iones H+ (aunque no presente OH- en su fórmula). Ej: El amoníaco NH3 es una base que no se puede identificar con la definición de Arrhenius porque no presenta OH-. Con Bronsted-Lowry si se identifica como base porque acepta un H+ y forma amonio NH4+ NH3 + H2O → NH4+ + OH- NH HCl → NH4+ + Cl- BASE ACIDO

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. ACIDO BASE Enlace covalente dativo

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 (rosado) NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

8 ELECTROLITOS Sustancias (ácidos, bases o sales) que en solución acuosa se separan o disocian en iones y CONDUCEN LA ELECTRICIDAD. Según el grado o % en que se ionizan 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-

9 ELECTROLITOS FUERTES DEBILES

10 NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o solución, NO conduce la corriente eléctrica. Generalmente son compuestos orgánicos (con carbono). Ej: Alcohol (CH3CH2OH) Gasolina (C7H16) Azúcar (C12H22O11) azúcar azúcar azúcar azúcar

11 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

12 ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan poco, reversible, tiene constantes de equilibrio (Ka) Ejemplos: 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

13 Se ionizan poco, reversible, tiene constantes de equilibrio (Kb)
BASES DÉBILES Se ionizan poco, reversible, tiene constantes de equilibrio (Kb) Ejemplos: Anilina C6H5NH2 Kb: 4.0 x Amoniaco NH3 Kb = 1.8 x 10 -5

14 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% ?

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

16 Ej: amoníaco NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
BASES DEBILES Se ionizan muy poco (es reversible) por lo que Tienen una constante de ionización (Kb) que se puede calcular con la Expresión de la Constante de Equilibrio o se encuentra en tablas. 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) (De esta expresión se puede despejar y averiguar la concentración de [H+])

17 IONIZACION DEL AGUA El agua se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
(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- en el agua). El agua se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25o C el agua pura contiene concentraciones molares iguales de H+ y OH- (muy pequeñas) [H+] = = 1 x 10 –7 M [OH-] = = 1 x 10 –7 M

18 Constante de Producto Iónico del agua (Kw ó Ka)
Como la ionización del agua en iones 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 Kw = [1.0 x 10-7] [1x10- 7] = 1.0 x10-14

19 Se usa Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14 y se despeja [H+]
En soluciones Acidas: [H+] es mayor que 1.0x10-7 y [OH-] es menor que 1.0x10-7 En soluciones Alcalinas: [OH-] es mayor que 1.0x y [H+] es menor que 1.0x10-7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10-7 y [OH-] 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?)

20 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:

21 pH (potencial o logaritmo de la concentración 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+]

22 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

23 pH DE ALGUNAS SUSTANCIAS

24 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

25 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

26 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

27 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 1)4.6 2) )6.3 4)9.8 5)0.3 6) )H=3.16x10-6 OH=3.16x10-9

28 EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles) utilizando % de ionización y Ka,Kb.
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-

29 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 4) pH=11.63 %=1.41 pOH=2.38 H+=OH-=4.24x10-3

30 5. Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0
5. 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

31 Calculo de Ka y pH a partir de el % de ionización:
6. 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