Reacciones ácido-base

Presentación del tema: "Reacciones ácido-base"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones ácido-base
Objetivo: Definir conceptos ácido base según teórias.

2 “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”

3 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH- NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

4 Svante August Arrhenius (1859-1927)
Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

5 Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)
1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)

6 Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
Thomas Martin Lowry ( )

7 1.3.- Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos. H+ + :N H H N H + Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones

8 Definición más general
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies Definición más general H N: H + B F F H N base ácido Gilbert Newton Lewis ( )

9 Producto iónico del agua
2 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo] pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] - log = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH

10 7 pH Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7
[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 ÁCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 BÁSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 pH 7 ácida básica

11 EJERCICIOS DE MOLARIDAD
1.       Calcula la molaridad de una disolución acuosa de ácido fosfórico que contiene 195 g de ácido fosfórico en 2 L de disolución que se utiliza en reacciones en las que se reemplazan los tres iones hidrógeno. 2. Calcula la molaridad de una solución que contiene 82,5 g de alcohol etílico en 450 mL de disolución. 3. Calcula los gramos de soluto que se necesitan para preparar una disolución de 450 mL con una concentración molar de 0,11 M de hidróxido de sodio.

12 EJERCICIOS DE ÁCIDO – BASE
1.        Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones: a.        H+ =   1 x 10 –6 b.       H+ =   2.3 x 10-4 c.       H+ =   6.5 x 10-2 d.       H+ =   3.4 x 10-11 e.       H+ =    5.8 x 10-8 f.       OH- =  2.2 x 10-9 calcular el pH de una solución de HCN al M. determine el pH, pOH, OH-, H+ de una solución de NaOH al 0.4 M Calcular el pH de una solución de soda cáustica que contiene 4 g de NaOH por litro de solución  

13 6 DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)

14 Definición Solución Reguladora
Es una solución constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal. Si se agrega una pequeña cantidad de ácido o base a la solución reguladora, el pH de la solución permanece casi constante.

15 Un buen ejemplo de una solución reguladora es la sangre que tiene un pH de La adición de "pequeñas" cantidades de ácido o base a la sangre, hará que ésta cambie su valor de pH relativamente poco en el orden de unas pocas centésimas.

16 Puede haber soluciones
reguladoras básicas que tienen valores de pH por encima de 7, y soluciones reguladoras ácidas con valores de pH menores de 7.

17 Tabla de soluciones reguladoras
Ácido débil Fórmula Base conjugada Rango de pH Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- Base débil ácido conjugado Amoníaco NH3 amonio NH4+ Carbonato CO3-2 Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4-2

18 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana

19 Acidosis y alcalosis Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó la acidez de la sangre, a esta condición se le llama acidosis. La acidosis es característica de diabetes y enfisemas intratables. Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición recibe el nombre de alcalosis. Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una histeria prolongada puede causar alcalosis.