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 Introducción Los ácidos tienen en común: Las bases tienen en común:
“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases” Los ácidos tienen en común: Tienen un sabor ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Colorean el tornasol de color rojo. Las bases tienen en común: Tienen un sabor amargo. Al tacto son jabonosas. Colorean el tornasol de color azul.

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4 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)

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6 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

7 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)

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

9 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

10 Definición más general
Gilbert Newton Lewis ( ) 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

11 Producto iónico del agua
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

12 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

13 ESCALA DE pH

14 Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua.
Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O Ácido Base SAL AGUA

15 (M x V x n°H+)ácido = (M x V x n°OH-)base
Si un ácido y una base reaccionan se puede determinar cuando estas se han neutralizado completamente. La ecuación de neutralización es parecida a aquella utilizada en dilución, solo que ahora deben considerarse el número de H+ y OH- [H+] = [OH-] (M x V x n°H+)ácido = (M x V x n°OH-)base Ejercicio: ¿Qué volumen de solución acuosa 4M Mg(OH)2 habrá que agregar a 500 ml de una solución de HNO3 2M para neutralizarla completamente?

16 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

17 FUERZA DE ACIDOS Y BASES
ACIDOS FUERTES (solo moléculas neutras) Son fuertes: HCl; HBr; HI El resto de los ácidos fuertes cumple con la siguiente regla HaXOb, donde X es un no metal. Serán fuertes aquellos donde b-a ≥ 2 H2SO = 2 HNO =2 BASES FUERTES En general son fuertes los hidróxidos de metales del grupo IA (Alcalinos) y IIA(Alcalino- térreos) IA = LiOH; KOH; NaOH IIA= Mg(OH)2 ; Ca(OH)2 ÁCIDOS DÉBILES Serán débiles cuando b-a ≤ 2 H3PO =1 H2SO =1 HNO =1 Y todos aquellos que no tengan la formula HaXOb, como por ejemplo los acidos carboxílicos. BASES DÉBILES Otros hidróxidos, y las bases de Bronsted y Lowry NH3; HCO3-, Bases Orgánicas, Aminas

18 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.

19 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 H2SO4 al 0.5 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 . Calcular el pH de una solución acuosa de Ba(OH)2 al 10 -3M. Se requieren 300 mL de solución de HCl 0,1 M para neutralizar completamente a 400 mL de solución de soda caústica (NaOH) usando fenolftaleína como indicador ¿Qué concentración debe tener la base?