Bilma Yupanqyui Porras.

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1 Bilma Yupanqyui Porras.
ACIDOS Y BASES Bilma Yupanqyui Porras.

2 ACIDOS Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel.
Tornan de rojo al papel de tornasol Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

3 BASES Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
Tornan de azul al papel de tornasol Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

4 Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

5 Disociación de arrhenius
ÁCIDOS: HAc (en disolución acuosa)  Ac– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

6 Teoría de Brönsted-Lowrry
ÁCIDOS: “Sustancia que cede H+”. BASES: “Sustancia que acepta H+”. Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

7 Ejemplo de par Ácido/base conjugado
Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) Cl– (ac) Acido Base Acido Conjugado Base Conjugado En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH OH– Base Acido Acido Conjugado Base Conjugado En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)

8 Teoría de Lewis ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al
menos un átomo capaz de aceptar un par de e- y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

9 Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

10 Ejemplo de ácido y base según lewis
De esta manera, sustancias que tienen átomos de hidrógeno, pueden ser bases 

11 Electrolitos Son sustancias que en solución pueden conducir la corriente eléctrica. Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: (  ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

12 Ionización de un ácido debil
Consideremos al ácido Débil : Hac La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Ka Si Ka <10-5 HAc  H Ac- Concentración inicial CAo Concentración cambio -αCAo αCAo αCAo Concentrac. Equilibrio CAo-αCAo αCAo αCAo H+ · Ac– Ka = HAc αCAo ·  αCAo  Ka =  CAo - αCAo  αCAo 2 Ka = CAo (1 – α) Cao α2 Ka = (1 – α) Ka =CAo α2

13 Ionización de una base debil
Consideremos al base Débil : BOH La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Kb Si Kb <10-5 BOH  OH B+ Concentración inicial CBo Concentración cambio -αCBo αCBo αCBo Concentrac. Equilibrio CBo-αCBo αCBo αCBo B+ OH– Kb = BOH αCBo  αCBo  Kb =  CBo - αCBo  αCBo 2 Kb = CBo (1 – α) CBo α2 Kb = (1 – α) Kb =CBo α2

14 Kc = ----------------- H2O2
Ionizacion del agua El agua es una sustancia anfótera: H2O + H2O  H3O+ ac) + OH– (ac) Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua” H3O+ · OH– Kc = H2O2 Kw = [H3O+].[OH-]

15 pH pH + pOH = 14 10-14 = [H3O+][OH-] , tomando log
El Kw = [H3O+][OH-] Cuando la T = 25ºC, Kw = 10-14 10-14 = [H3O+][OH-] , tomando log log = log[H3O+] + log[OH-] -14 = log[H3O+] + log[OH-] 14 = - log [H3O+] - log[OH-] si : pH = -log [H3O+] y pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

16 Determinacion del pH El pH puede definirse como una medida que expresa el grado de acidez o basicidad de una solución en una escala que varía entre 0 y 14.

17 Medición del pH Comúnmente el pH se determina:
Utilizando un medidor de pH. Los electrodos del medidor se introducen en la solución para conocer su valor. En forma colorimétrica, utilizando papeles indicadores de pH o soluciones indicadoras que cambian de color de acuerdo a la acidez/alcalinidad de la solución en que son colocados o utilizados

18 Muchas Gracias Por su atención