ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

Presentación del tema: "ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS"— Transcripción de la presentación:

1 ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS
Semana Número 12 / 2018 Nota: diapositivas con imágenes, cuadros, proporcionadas por la Licda: Lilian Guzmán Melgar

2 ACIDOS Y BASES características generales
Tiene sabor agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Su nombre viene del latín acidus = agrio Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas gaseosas Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios, jabón.

3 Definiciones : ARRHENIUS
ACIDO :Sustancia que libera iones hidrogeno (H+),al disociarse en agua El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión Hidronio (H3O+) ; pero se representa como H+ H+ + H2O → H3O+ Ejs de ácidos: HCl , HNO3 ,, H2SO4 , H2CO3 Ej de disociación del HCl HCl + H2O → H 3O+(ac) + Cl - (ac) La ecuación anterior puede simplificarse ,omitiendo el H2O como reactivo y se coloca al H + en lugar de H3O+ HCl  H+ + Cl - BASE :Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH → Na+ + OH-

4 Definiciones: BRONSTED-LOWRY
ACIDO:Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia. BASE: Sustancia que acepta un protón HCl + NH3 → NH4+ + Cl- ACIDO BASE Note: el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta convirtiendose en NH4+ , por lo tanto se define al HCl como ácido y al NH3 como base., ya que ésta aceptó al protón.

5 Aquí observamos que cuando una Base ( NH3) tiene pares de electrones No compartidos, puede aceptar un protón de otra sustancia ( en este caso agua)

6 Otros ejemplos de ácidos y bases Bronsted-Lowry
Cede un H+ y se convierte en Acepta un H+ y se convierte en

7 Definición de LEWIS ACIDO :Sustancia que puede
aceptar un par de electrones. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. En el ejemplo de abajo, el NH3 es la base porque aporta el par de electrones y el BF3 es él ácido por que los acepta acido Base acido

8 Tabla comparativa de las diferentes definiciones de ácido y base.
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 AMARGO SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

9 IONIZACION

10 IONIZACION, ejemplo Acido Base Sal

11 Electrolito: Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad.
Electrolito FUERTE Electrolito DEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la electricidad La reacción de ionización ocurre en un solo sentido(irreversible). No poseen Ka ni Kb. Ej: base fuerte KOH → K+ + OH- Ej. acido fuerte H NO3 → H++ NO3 - Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad. Su reacción de ionización es reversible y poseen Ka si son ácidos ó Kb si son bases. C6H5COOH ⇄ H+ + C6H5 COO- Ka = 6.5 x 10 -5 NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = 1.8 x 10 -5

12 Visualización de electrolitos, usando un aparato en el cual se enciende una bombilla cuando la solución conduce la electricidad FUERTES DEBILES

13 NO ELECTROLITO Sustancias que en solución ó fundidos ( en caso de sólidos) o en estado líquido ( en caso de líquidos), debido a que no se ionizan en forma significativa. Ej: alcohol, gasolina )NO conducen la electricidad. ( En éste caso no se enciende la bombilla) Ej : Aceite Alcohol Gasolina Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

14 IONIZACION DEL AGUA El agua en forma pura es mala conductora de electricidad, debido a que se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y tiene el siguiente valor. [H+] = = 1 x M [OH-] = = 1 x 10 – 7 M

15 Constante de Producto Iónico del agua (Kw)
Kw = [H+] [OH-] Kw = [1.0 x ] [1x10 - 7] Kw = 1.0 x10 -14 KH2O = 1.0 x10 -14

16 ¿Cómo influye la adición de un ácido (H+)y de una base ( OH-) al agua o soluciones acuosas, en las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ? Al añadir un ácido se liberan H+  [ H+] Si ↑[ H+ ]  [OH-] ↓ hasta que [ H+] [OH-] = 1.0x10 -14 Al añadir una base, se liberan OH-  [OH - ] Si ↑[OH -]  [H+ ] ↓ hasta que [H+] [OH-] = 1.0x10 -14

17 En soluciones Acidas: [H+] >1.0x10 -7
En soluciones Alcalinas:[H+] < 1.0x10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7 Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ?. Se usa Kw ( K H2O ) y se despeja [H+] [H+] [OH-] = 1 x  [ H + ] = 1x / [ OH - ] [ H + ] = 1 x / 10 x  [ H + ] = 1 x 10 -9

18 ACIDOS FUERTES ACIDOS FUERTES:
- Se ionizan casi en un100% _Tienen una ionización irreversible. - No poseen Ka. HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H2SO4 Ácido sulfúrico HNO3 Ácido Nítrico

19 En la expresión de Ka: no se toma en cuenta la concentración del agua
ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción. Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka) La que puede calcularse de la sig. Forma. Ejemplo ácido acético HC2H3O2 + H2O⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2] En la expresión de Ka: no se toma en cuenta la concentración del agua Ejemplo de ácidos débiles Acido fórmico :HCOOH Ka= 2.1x10 -4 Acido cianhídrico HCN Ka= 4.9 x Acido Fluorhídrico H F Ka = 7.2 x 10 -4 Acido Láctico CH3CHOHCOOH Ka = 1.4 x 10 -4

20 BASE FUERTE Se ionizan casi en un 100 %
Tiene una ionización irreversible. No poseen Kb. NaOH Hidróxido de Sodio KOH Hidróxido de Potasio

21 BASE DEBIL NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [ OH -] [NH3]
Se ionizan en pequeñq proporción en agua Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb), la cual puede calcularse de la siguiente manera. NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [ OH -] [NH3] Note: no se toma en cuenta a el H2O en la expresión de Kb . Ejemplo de bases débiles C6H5NH2 Kb: 4.0 x Anilina NH3 Kb = 1.8 x 10 -5 Amoniaco

22 pH El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+] en una solución. Y se calcula: Ejemplo : Calcule el pH de una solución que posee [ H + ] = Resolución pH = -log 6.5 x 10 – = 3.18 pH = - log [H+]

23 El agua pura tiene una [H+] = 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

26 pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución: Se calcula de la sig. Forma  Para toda solución acuosa : pH + pOH = 14  pH = 14-pOH y pOH = 14 - pH Ej. Si el pH de una solución es 3.2. Cuál es el valor de el pOH.? Resp: pH + pOH = 14  pOH = 14 – pH pOH = 14 – 3.2 = 10.8 pOH = - log [OH-]

27 Continuación… ejercicios
Ej: Si [OH-] en una solución es 0.05, cuál será el valor del pOH y el pH: Resp: pOH = -log [ OH-]  pOH = -log pOH= 1.30 pH = 14-pOH PH= = 12.7 Como el cálculo de pH nos da 12.7 la solución es básica ó alcalina

28 Continuación ejercicio anterior
Para calcular [H+ ], use Kw : [ H+] [OH-] = 1x Ahora despeje [H+] [ H+] = 1 x = 1x = 2 x [OH -] 0.05 * * Dato dado en el enunciado del problema.

29 Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH
Use las siguientes fórmulas: [H+] = 10 – pH y [OH -] = 10 - pOH Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7. Resp: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = ó sea [H +] =1.99 x 10 -4 Ej. Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8 Resp: [OH - ] = 10 -pOH = = ó sea que [ OH-] = 1.58 x 10 -3

30 Procedimiento para calcular pH de ácidos fuertes
Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos : HCl , HNO3, etc , se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [ H + ] es igual a la concentración molar del ácido. EJ # 1 : cual es el pH de una solución de HCl M Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ] Entonces [H+] = 0.06 Resp: pH = - log [H + ] *  pH = - log 0.066 pH = 1.18 * note usamos la concentración molar del ácido (HCl): que en éste caso es Ejercicio: Calcule el pH de una solución de HNO M

31 Procedimiento para calcular el pH de bases fuertes
La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes , se ionizan casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la Molaridad de la base. Ej: Calcule el pH de una solución de NaOH M. Resolución: Considere que [OH -] es igual a la [ NaOH ]  [ OH -] = 0.024 pOH = -log [OH-]  pOH = -log  pOH = Aplique : pH + pOH = 14  pH = 14 – pOH  pH = 14 –  pH = También puede resolverlo aplicando K w = [ H + ] [ OH -] = 1.0 x 10 – 14, despejar [ H +] [H +] = 1x / [OH]  [ H + ] = 1x / = 4.16 x pH = -log [H +]  pH = – log 4.16 x  pH = 12.38 Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

32 Resuelve los siguientes ejercicios
Calcular el pH de las sigs, 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 = 4

33 Calculo de pH y pOH para ácidos y bases débiles
Debido a que éstas sustancias, se ionizan en un pequeño porcentaje, sus reacciones de ionización generalmente son reversibles, pudiendo así calculár una: Ka= Constante de disociación del ácido débil Kb: constante de disociación de la base débil Los valores de Ka y Kb varían y son diferentes para cada ácido y base débil A continuación se presenta la expresión de Ka y Kb y cálculos relacionados.

34 Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles.
1) Ka para un ácido débil. CH3COOH + H2O * ⇋ CH3COO - + H + Ka = [CH3COO - ] [ H + ] [ CH3COOH ] 2) Kb para una base débil CH3NH2 + H2O * ⇋ CH3NH OH – Kb = [ CH3NH3 + ] [ OH -] [ CH3NH2] * Note no se toma en cuenta la [ H2O] ya que ésta generalmente permanece constante. En la Ka y Kb, las concentraciones de los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.

35 % de Ionización = [OH-] x 100
% de Ionización en ácidos y bases débiles, como éstos se ionizan en pequeño porcentaje, se calcula el % de ionización de la siguiente manera Ácidos : Bases: % de ionización = [H+] x 100 [ácido] % de Ionización = [OH-] x 100 [base ]

36 Ka = [CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2
Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH3COOH) con Ka=1.8 x Resolución: CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ x x Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces 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 podemos calcular el % de ionización de la sig. Manera: % ionización = [H+] x100  [CH3COOH] % ionización = 2.32 x x100 = % 0.3

37 Ejemplo de cálculo 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 ) que se ioniza en un 6 %. Resolución a- Escriba reacción de ionización del ácido fórmico: HCOOH ⇋ HCOO H + Las concentraciones son [ HCOOH] = ( valor ya dado en el problema) [ HCOO - ] = 6 % x 0.25 M / 100 % = 1.5 x * [H+ ] = 6 %x 0.25 m / 100 % = 1.5 x * * Ambas son iguales, se ionizan en la misma proporción. Ahora Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2] [ HCOOH ] ( 0.25 ) Respuesta: Ka = 2.25 x 10 – 4 = x Ka = 9.0 x 10 -4 0.25 Ahora calcule pH. Como [ H + ] = 1.5 x pH = - log [ H + ] pH = - log 1.5 x = Respuesta pH : 1.82

38 Calculo de pH y % de ionización en una base débil.
Para calcular pH: En el caso de las bases al disociarse liberan radicales OH -, Por lo tanto es recomendable calcular el pOH y luego aplicar pH = 14 - pOH. Para el porcentaje de ionización, se calcula [ OH - ] y se procede de igual manera que con los ácidos débiles. A continuación se proporcionan ejemplos de éstos casos.

39 Kb = [C3H9NH +] [OH-] [C3H9NH ]
Ej: calcule el pH y el % de ionización de una solución de 0.3 M de trimetilamina C3H9N si Kb = 6.0 x C3H9N + H2O ⇋ C3H9NH + + OH- x x Kb = [C3H9NH +] [OH-] [C3H9NH ]  6 x 10-5 = (x)(x) /0.3 6 x = X2/0.3 X =√ 6 x x 0.3 = 4.2 x 10 -3 como X = [OH -]  [ OH-] = 4.2 x 10 -3 pOH = –log 4.2 x = 2.38

40 continuación ejercicio anterior
Entonces pH = 14-pOH pH = =11.62 Respuesta : pH = % de ionización = [ OH - ] x 100 [ C9N3H] % ionización = 4.2 x x100 = 1.4 % 0.3

41 EJERCICIOS 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-

42 2) Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0
2) Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10. C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

43 3) ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0
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-

44 Comente “quimica verde pág. 299 “Lluvia ácida” y química y salud pág
Comente “quimica verde pág. 299 “Lluvia ácida” y química y salud pág “Antiácidos”.