ACIDOS, BASES, ELECTROLITOS, pH y TITULACION.

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1 ACIDOS, BASES, ELECTROLITOS, pH y TITULACION.
SEMANA LICDA. CORINA MARROQUIN

2 La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases.

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4 ácidos: sustancia que en solución
Arrhenius, ( ). ácidos: sustancia que en solución acuosa libera iones H+ bases: sustancias que en solución acuosa libera a iones OH-

5 Ácidos (Disociación) A. HCL  H+ + CL- B. HNO  H+ + NO3- C. CH3COOH  CH3COO- + H+ Los ácidos pueden ser fuertes y débiles.

6 Ácido monoprótico: son los ácidos que ceden un H+ al ionizarse. HCl
Acido diprótico: son los ácidos que ceden dos H+ al ionizarse.H2SO4 Acido triprótico: son los ácidos que ceden tres H+ al ionizarse. H3PO4

7 Características de Ácidos
PONEN EL PAPEL DE PH DE COLOR ROJO (PH MENOR DE 7) TIENEN EL SABOR AGRIO LO SUFICIENTE PARA PODER PROBARSE. REACCIONAN CON LOS METALES COMO Mg, Zn, PRODUCIENDO HIDRÓGENO GASEOSO. (H2). NEUTRALIZAN LAS BASES. SON ELECTROLITOS.

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9 BASES

10 Las bases pueden ser fuertes y débiles.
Bases (Disociación) A. NaOH  Na+ + OH- B. Mg(OH)2  Mg OH- C. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Las bases pueden ser fuertes y débiles.

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12 Características de Bases
PONEN EL PAPEL DE PH DE COLOR AZUL (PH MAYOR DE 7) TIENEN SABOR AMARGO RESBALOSAS O JABONOSAS AL TACTO NEUTRALIZAN LOS ACIDOS SON ELECTROLITOS.

13 ANTIACIDOS NOMBRE COMERCIAL BASE Ampojel Al(OH)3 Leche de Magnesia
Mg(OH)2 Mylanta-Maalox Al(OH)3 Mg(OH)2 Peptobismol CaCO3 Alka-Seltzer NaHCO3

14 sustancia que dona protones (H+)
TEORIA DE BRONSTED-LOURY Acido: sustancia que dona protones (H+) A.B.C. anteriores

15 BASES : sustancias que reciben protones (H +).
H2O + NH3  NH4+ + OH-

16 Teoría de Lewis Son ácidos aquellas sustancias pueden aceptar o compartir un par de electrones. Ej. SO3, BF3

17 Para Lewis son bases las sustancias que
pueden ceder un par de electrones. . Ej: H3N:

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19 disociados en medio acuoso.
Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia y da lugar a la formación de iones. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Se caracterizan por conducir la electricidad.

20 ELECTROLITOS KNO3  K+ + NO3- NH4OH  NH4 + OH- NaOH  Na+ + OH-
FUERTE DEBIL Se disocian 100 % Se disocia en un pequeño % Buen conductor de la electricidad. Conduce poco la electricidad La Reacción de ionización ocurre en un solo sentido. (Irreversible) Su reacción de ionización son reversibles y poseen Ka si son ácidos y Kb si son bases. KNO3  K+ + NO3- NH4OH  NH4 + OH- NaOH  Na+ + OH- H2SO4  2H+ + SO4-

21 ELECTROLITOS EN LOS LÍQUIDOS CORPORALES.
Mantienen el funcionamiento adecuado de las células y órganos. Los más habituales son: K+, Na+, Cl- ,Ca+2, Mg+2 y HPO4-2 Los iones Na+ regulan el contenido de agua en el cuerpo y transportar impulsos eléctricos a través del sistema nervioso. Los iones de K+ ayudan a la uniformidad de los latidos cardíacos.

22 Valores normales de electrolitos.

23 Una solución intravenosa se usa para reponer electrolitos del cuerpo.

24 AUTO-IONIZACIÓN Proceso donde el agua puede actuar como ácido y como base, debido a que es un electrolito débil, por lo cual cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.

25 Esta constante ,Kw, se llama: Constante de IÓNIZACION DEL AGUA.
Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , se puede incluir en la constante de equilibrio , que se expresa entonces en la forma : Kw = [H+] [OH-] = 1.0x10 – C Kw = [1x10-7][1x10-7] = 1.0x10 –14 Esta constante ,Kw, se llama: Constante de IÓNIZACION DEL AGUA.

26 NEUTRA [H+] = [OH-] = 10-7 ÁCIDA [H+] > 10-7 [OH-]< 10-7 BÁSICA

27 Ej. Una solución de NaOH posee una de OH-] 1x Cuál es H+] ? Una solución HCl tiene una  H+] 1.2 x Cuál es OH-]

28 Ka: constante de ionización de ácidos
Ácido débil: Su ionización es reversible. Se disocia en un pequeño porcentaje. Posee constante de ionización Ka. Ej. HCN  H+ + CN- Ka= 4x10-10

29 Kb: constante de ionización de bases
Base débil: Su ionización es reversible. Se disocia en un pequeño porcentaje. Posee una constante de ionización Kb. Ej. NH3 + H2O  NH OH Kb= 1x10-5

30 Las expresiones de Ka y Kb:
Ka = [H+][ A- ] productos Kb = [ BH+][OH-] [HA] reactivos [B]

31 CALCULOS DE IONIZACION DE ACIDOS DEBILES
CH3COOH  CH3COO- + H+ AH A H+ A. Calcular Ka. Ka= A- H+ = CH3COO- H+ PRODUCTOS AH CH3COOH REACTIVOS Se puede calcular H+ = PH

32 B. Calculo % de ionización.
% = H+x [H+] X100 HA CH3COOH PH= -log de H+

33 Se preparó una solución de ácido acetil salicílico (Aspirina) 0.1 M.
Su H+ es de M. Calcule la Ka de la Aspirina. Aspirina ↔ H Asp-

34 B. Calculo % de ionización.
Ka: x 10-4 B. Calculo % de ionización.  = H+ x [H+] X100 = x100 = 5.7 % HA Aspirina M Si conozco la H+ puedo saber el pH. pH = - log. H+

35 CALCULO DE IONIZACIÓN DE BASES DÉBILES.
BOH  B+ + OH- NH3 +H2O NH4 +OH- B. Calcular Kb Kb: B+ ]OH- [ BOH ]

36 Los ácidos y bases fuertes no poseen Ka y Kb.
Su ionización ocurre en un solo sentido. Se ionizan en 100%. HCl ↔ H+ + Cl- H+ = ácido. NaOH ↔ Na+ +OH- OH= base  HCl 0.1 M = H+ es 0.1 M NaOH 0.5 M= OH es 0.5 M

37 pH: El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.
CONCEPTO DE pH pH: El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log [H+] Antilog.PH= [H+]

38 COMO USAR TU CALCULADORA
-LOG no. Exp. H = PH ANTILOG= Shift log (-PH)= H+

39 POH es el logaritmo negativo, de la concentración de iones OH-.
pOH = -log [OH-] La expresión del producto iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se cumple: pH + pOH = 14

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41 MANERAS DE MEDIR PH

42 INDICADORES NATURALES.

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44 1.¿Cuál es el pH de una solución con una [H+] de 5.5 x 10-3 M ?
2.Cuál es la [H+] del jugo de limón, cuyo pH es de 2.35

45 3. ¿Cuál es el pOH de una solución cuyo pH es de 7.25?
4. El jugo de limón tiene una [H+] de 0.015M ¿Cuál es la [OH-]?

46 TITULACION

47 TITULACIÓN O VALORACION:
Es un procedimiento analítico, que permite determinar la concentración de una solución, mediante la adición lenta de otra solución de concentración conocida. Al ácido lo titulamos con una base. Una base lo titulamos con un ácido.

48 QUE NECESITO PARA HACER UNA TITULACIÓN:
a. Una solución de concentración desconocida (beaker). b. Una solución de concentración conocida (bureta). c. Indicadores (fenolftaleína). d. Equipo de laboratorio.

49 SOLUCION PATRON: es el reactivo de concentración conocida usado en la titulación. (Está en La bureta)

50 INDICADORES Son compuestos empleados para determinar el punto final de una titulación ácido base. Cambian de color dependiendo del pH. Ej. Fenolftaleina. Fenolftaleina: Acido: incoloro Básico: rosado.

51 PROCEDIMIENTO DE TITULACIÓN
Na x Va = Nb x Vb Se titularón 25 ml de ácido HCl, con 28.2 ml de NaOH 0.21 N. Cuál es su Normalidad?

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