Fuerza de ácidos y bases

Presentación del tema: "Fuerza de ácidos y bases"— Transcripción de la presentación:

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2 Fuerza de ácidos y bases
Hay ácidos que son extremadamente corrosivos: disuelven la mayoría de los metales y pueden provocar graves quemaduras a la piel. En cambio, hay otros ácidos, como el ácido acetilsalicilico que no son corrosivos. Por otra parte, también hay bases que provocan graves daños a la piel , como el hidróxido de sodio pero el amoníaco, en tanto, es una base muy poco corrosiva.

3 Clasificación de ácidos y bases
fuertes débiles bases

4 Ácidos y bases fuertes Tanto los ácidos como las bases fuertes son electrolitos fuertes, o sea, tienen la capacidad de ionizarse completamente en agua. Ácido fuerte: HA  H A - Las bases fuertes corresponden a hidróxidos de los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica Base fuerte: MOH  M OH-

5 Ácidos y bases fuertes más comunes

6 Ácidos y bases débiles Los ácidos y las bases débiles son sustancias que en solución acuosa no se disocian totalmente, es decir, existe una proporción que se disocia y otra que permanece en forma molecular sin disociar , estableciendo un equilibrio entre la fase molecular y la fase ió nica. HA ↔ H+ + A- M(OH )n ↔ M+ + n OH-

7 Constantes de acidez y de basicidad
La fuerza de los ácidos y las bases se explica considerándolos como sistemas de equilibrio. La constante de equilibrio de los ácidos y las bases se denomina constante de disociación y se simboliza Ka para los ácidos y Kb para las bases. En las soluciones de ácidos y bases débiles, el equilibrio está desplazado hacia la forma molecular, es decir, hacia los reactivos. En las soluciones de ácidos y bases fuertes, el equilibrio está desplazado hacia la forma disociada, es decir, hacia los productos

8 HA  H A-

9 ácidos y bases débiles

10 Dilución de soluciones ácidas y básicas
La dilución es una técnica que permite disminuir la concentración ácida o básica de la solución. Al agregarle agua a una solución ácida o básica, disminuye la concentración de iones libres de H+ y aumenta el valor del pH. La dilución es una técnica que permite disminuir la concentración ácida o básica de la solución. Al agregarle agua a una solución ácida o básica, disminuye la concentración de iones libres de H+ y aumenta el valor del pH.

11 Ácidos polipróticos Cuando un ácido posee sólo un hidrógeno ionizable se le denomina monoprótico. Pero si el ácido tiene más de un protón se denomina poliprótico. Si un ácido tiene dos protones se denomina diprótico, si tiene tres triprótico. Estos ácidos se ionizan en etapas, cediendo un protón en cada una de ellas. Este tipo de ionización complica los cálculos porque hay más de una constante de ionización.

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13 Comparando las tres constantes de equilibrio, se ve claramente que sólo la primera disociación es importante porque es mucho mayor que las otras. Este resultado es lógico porque es más fácil quitarle un protón a un ácido neutro que a un ión con carga negativa.

14 Soluciones reguladoras de pH
Una solución reguladora tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se le agregan cantidades pequeñas de ácido o de base. Estas soluciones también llamadas amortiguadoras, buffer o tampón, tienen un papel decisivo en los sistema biológicos y químicos, la sangre humana y el agua de mar son ejemplos de este hecho.

15 Una solución reguladora requiere de dos componentes
Una solución reguladora requiere de dos componentes.Uno de ellos debe ser capaz de neutralizar las bases y el otro los ácidos. Para cumplir con esta condición una solución reguladora debe estar formada por: Mezcla de ácido débil con su base conjugada correspondiente.* Mezcla de una base débil con su ácido conjugado correspondiente. * La base conjugada puede estar en forma de sal.

16 pH = pKa + log C sal C ácido
El pH de una solución amortiguadora se calcula aplicando la siguiente fórmula conocida como “ecuación de Henderson – Hasselbach” : pH = pKa + log C sal C ácido Ejemplos comunes de amortiguadores son los siguientes pares: Acido acético (CH3COOH)y acetato de sodio (CH3COONa) Amoniaco ( NH3) y cloruro de amonio (NH4Cl) Acido carbónico (H2CO3) y bicarbonato de sodio (NaHCO3)

17 Las disoluciones amortiguadoras forman un ácido o una base débil y agua al reaccionar con el ácido o la base de acuerdo con el siguiente proceso: 1.- El ácido (HA) en agua se disocia, formando un anión (A-)y liberando iones hidrógeno, por ejemplo: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O +

18 2.- En disolución, la sal del ácido (MA) se disocia, liberando el anión (A-) y el catión (M+) , por ejemplo: CH3COONa + H2O CH3COO- + Na Si se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, la sal del ácido (MA) reacciona con el ácido (HX) , dando origen a un ácido débil (HA) y una sal (MX), por ejemplo: CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl 4.- Al adicionar una base fuerte (MOH) reacciona con el acido (HA) para formar una sal (MA) y agua, por ejemplo: CH3COOH + KOH CH3COOK + H2O

19 Permitiendo que el pH se conserve en un rango similar al original de la disolución amortiguadora. Esto significa que el buffer cambia el pH pero lo hace levemente. El cambio de pH experimentado por una disolución amortiguadora se calcula aplicando La ecuación de Henderson – Hasselbach , considerando la suma o resta de la concentración agregada según corresponda.