CLASE ÁCIDO-BASE.

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1 CLASE ÁCIDO-BASE

2 CONTENIDOS Teorías de ácido-base. Ácidos. Bases. pH y Escala de pH.
Cálculo de pH y pOH. Reacciones de neutralización.

3 OBJETIVOS Enunciar las principales teorías de ácido base.
Diferenciar compuestos ácidos de los básicos. Distinguir e interpretar la escala de pH. Conocer y determinar pH y pOH en función de una concentración dada. Comprender la reacciones de neutralización.

4 Ácidos Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle ) se basaron en ciertas propiedades empíricas: sabor agrio (vinagre=acetum Þ  ácido ), virar al rojo el papel de tornasol, y cambian de azul a amarillo el azul de bromotimol. desprender hidrógeno con ciertos metales, producir efervescencia de los carbonatos alcalinotérreos, etc...

5 Bases Las bases, los álcalis (en árabe "ceniza" de las plantas) eran otro grupo de compuestos que neutralizaban los efectos de los ácidos. Tenían sabor amargo, eran deslizante al tacto, viraban a azul el papel de tornasol, y el azul de bromotimol de amarillo a azul. disolvían al azufre, etc.

6 Ácidos Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad. Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en solución. Ejemplo: HI  H+ + I- Al hacerlos reaccionar con un metal, se desprende hidrógeno gaseoso. Ejemplo: Mg + 2HCl  H2(g) + Mg Cl-

7 Ácidos Ácido inorgánico Ácido orgánico

8 FUERZA DE ÁCIDOS BINARIOS

9 Fuerza de los ácidos

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12 Tipos de Acidos Monoprótico release one hydrogen (proton) ion per formula unit. HNO → H NO3- Diprótico Release two protons per formula unit. H2SO4 → 2H SO42- Triprótico Release three protons per formula unit. H3PO4 → 3H PO43-

13 Carboxylic Acids Not all hydrogens in a compound are acidic.
In acetic acid, only the hydrogen attached to the carboxyl group is acidic: Carboxyl group Acidic hydrogen Acetate Ion

14 Reacciones de los ácidos
With active metals: Form H2(g) and a salt H2SO4(aq) + Zn(s) → H2(g) + ZnSO4(aq) With metal oxides: Form H2O(l) and a salt 2HCl(aq) + CaO(s) → H2O(l) + CaCl2(aq) With carbonates and bicarbonates: Form CO2(g), H2O(l), and a salt CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)

15 Reacciones de los ácidos
Acids react with metal sulfides: To form H2S(g) and a salt H2SO4(aq) + FeS(s) → H2S(g) + FeSO4(aq) Non-metal oxides react with water to form acid: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) The acids formed this way in the atmosphere may fall back to earth as acid precipitation

16 Bases Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que forman son , obviamente, diferentes. Ejemplo: NaOH  Na+ + OH-

17 Bases Al reaccionar con un ácido, pierde sus propiedades anteriores al neutralizarse. Al tacto, tienen una sensación jabonosa.

18 Reacciones de las bases
With transition metal salts: Form insoluble metal hydroxides and a salt 2KOH(aq) + Ni(NO3)2(aq) → Ni(OH)2(s) + 2KNO3(aq) With amphoteric hydroxides Amphoteric hydroxides will react with acids or bases Al(OH)3(s) + NaOH(aq) → NaAl(OH)4(aq) Al(OH)3(s) + 3HCl(aq) → AlCl3(aq) +3H2O(l) With amphoteric metals: Form hydrogen gas and soluble metal complexes. 2Al(s) +2NaOH(s) + 6H2O(l) → 2NaAl(OH)4(aq)+3H2(g)

19 DEFINICIONES DE ACIDOS Y DE BASES

20 Teoría de Arrhenius Ácido
Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidrógeno al medio (H+). Ejemplos: HCl  H+ + Cl- H2SO4  2 H+ + SO4-2 HNO3  H+ + NO3 -

21 Teoría de Arrhenius Base
Corresponde a aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidróxido al medio (OH-) Ejemplos: LiOH  Li+ + OH- Al(OH)3  Al OH- Sn(OH)4  Sn OH-

22 Teoría de Lowry-Brönsted
Ácido Corresponde a aquella entidad que puede donar o ceder iones hidrógeno al medio en solución (no necesariamente agua). Ejemplos: HBr  H+ + Br- NH4+  NH3 + H+ H3PO4  3 H+ + PO4-3

23 Teoría de Lowry-Brönsted
Base Corresponde a aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio en solución. Ejemplos: HS- + H+  H2S HPO4-2 + H+  H2PO4 - HCO3- + H+  H2CO3

24 Teoría de Lowry-Brönsted
Para esta teoría, se establece lo siguiente: Ácido  Base + ión Hidrógeno (H+) Cada ácido podrá generar una base y cada base más ión hidrógeno establecerá un ácido. A su vez, esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado.

25 Teoría de Lowry-Brönsted
Acido  Base Conjugada + H+ Ejemplo: HF  H+ + F- El HF es ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico.

26 Teoría de Lowry-Brönsted
Base + H+  Ácido Conjugado Ejemplo: CO H+  HCO3 – El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado

27 Un ácido de Lewis Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.

28 Acido de Lewis

29 Base de Lewis BASE: ESPECIE QUÍMICA DONADORA DE UN PAR DE ELECTRONES

30 Base de Lewis

31 Fuerza de los ácidos HClO k=10-7.2 HClO2 k=10-2 HClO3 k=10
HClO4  muy fuerte.

32 Medida de acidez y alcalinidad
pH = -log [ H+ ] pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14

33 Cálculo de pH para ácidos y bases débiles
pH= -log [ H+ ] pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14

34 INDICADORES Nombre usual Intervalo de pH (*) Color en medio ácido
Color en medio básico Rojo de cresol 0,2-1,8 rojo amarillo Azul de timol 1,2-2,8 Azul bromofenol 3,0-4,6 púrpura Naranja de metilo 3,1-4,4

35 Medida de acidez y alcalinidad
Región ácida Región básica Región neutra [H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]

36 Medida de acidez y alcalinidad

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38 Medida de acidez Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M
Una solución de HNO3 tiene una concentración 0,01 M. ¿Cuál es su pH? Disociación: HNO3 → H+ + NO3- Concentración: 0,01M ,01M 0,01M pH = -log [H+] pH = -log 0,01 pH = -log 10-2 pH = - (-2) log 10 pH = 2 solución ácida

39 Medida de alcalinidad Concentración: 0,1M 0,1M 0,1M
Una solución de NaOH tiene una concentración 0,1 M. ¿Cuál es su pH? Disociación: NaOH → Na+ + OH- Concentración: ,1M ,1M ,1M pOH = -log [OH-] pOH = -log 0,1 pOH = -log 10-1 pOH = - (-1) log 10 pOH = pH = 13 solución básica

40 Neutralización Corresponde a la reacción equivalente entre un ácido y una base. Se genera en el proceso una sal y se libera agua. El pH resultante es 7 (neutro).

41 pH = 7 Neutralización KOH + Hl = KI + H2O
Para que ocurra la neutralización, deben reaccionar un mismo número de moles de ácido y de base. C1xV1 = C2xV2 KOH + Hl = KI + H2O pH = 7 Base Ácido Sal

42 Neutralización 0,4M x V1 = 0,2M X 25mL V1 = 12,5 mL de ácido.
Se dispone de 100 mL de HNO3 0,4M para neutralizar 25 mL de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente la base? C1 x V1 = C2 x V2 0,4M x V1 = 0,2M X 25mL V1 = 5/0,4 V1 = 12,5 mL de ácido.

43 NEUTRALIZACION Determine el pH de una solución tampón que se ha preparado añadiendo 0,5 moles de CH3COOH (pka = 4,75) y 2,5 moles de CH3COONa, hasta completar un litro de solución. Utilizando la ecuación necesaria,tenemos: pH = pKa + log([sal] / [ácido]) pH = log (2.5 / 0.5) = 5.45

44 EJERCICIOS PSU 1. Un valor de pH = 1,2 se considera A) básico fuerte.
B) ligeramente básico. C) neutro D) ligeramente ácido. E) ácido fuerte

45 2. Las sustancias agrias, que conducen la corriente eléctrica y tiñen de rojo el papel indicador universal son del tipo A) ácidas. B) básicas. C) neutras. D) amortiguadoras. E) buffer.

46 3. Una solución básica es aquella que:
I.                   (OH-)  (H+) II.                pH  7 III.            pH + pOH = 7 Es o son correctas: A)        Sólo I B)       Sólo II C)       I y II D)       II y III E)       Todas son correctas

47 4. Para diferenciar cualitativamente un ácido de una base se usa:
A) su pH B) su constante de acidez (Ka). C) la concentración del ácido. D) su constante de disociación. E) la concentración del ión hidroxilo.

48 5. Las soluciones que ofrecen una marcada resistencia a variar su pH frente a la adición de ácidos o bases, son conocidas con el nombre de soluciones A) inertes. B) isotónicas C) tampón o buffer. D) neutras. E) inhibidoras.

49 6. Determine la concentración de protones (H+) de una solución amoniacal utilizada para la limpieza doméstica, cuya concentración de iones hidroxilo (OH-) es 0,001 M. A) 1 x 10-8 B) 1 x 10-9 C) 1x 10-10 D) 1 x 10-11 E) 1 x 10-12

50 7. ¿Cuál es el pH y pOH, respectivamente, de una solución 0
7. ¿Cuál es el pH y pOH, respectivamente, de una solución 0.01 M de HCl? A) 2 y 12 B) 5 y 9 C) 7 y 7 D) 9 y 5 E) 12 y 2

51 8. El Cu (OH)2 + HCl al combinarse forman:
H2O II. Cu(ClO3)2 III. CuCl2 IV. CuCl I y II I y III I y IV II y III II y IV

52 9.      Si el pOH de una solución es 9.3, entonces la solución es:
A)        Alcalina B)       Básica C)        Ácida D)       anfótera E)      Neutra

53 10. El pH de una solución de NaOH 0,1 M es igual a:
– log 10 – 1 B) log 10 – 1 C) log 1 / 10 – 1 D) – log 10 – 13 E) log 10 – 13

54 11.La base conjugada del ácido H2PO4 – es:
H2O B) H3PO4 C) OH – D) PO4 = E) HPO4 =

55 12. Que un ácido sea débil, significa que:
A) no ataca a ciertos metales B) en solución acuosa diluida se encuentra poco disociado en iones C) es poco soluble en agua D) su disolución en agua es endotérmica E) nunca produce sales ácidas

56 A) HA ácido , H2O base conjugada B) HA ácido , OH- base conjugada
13. De acuerdo a la siguiente reacción: HA + OH- → A- + H2O A)  HA ácido , H2O base conjugada B)  HA ácido , OH- base conjugada C) HA ácido , A- base conjugada D) OH- base , A- ácido conjugado E)   OH- base , HA ácido conjugado

57 14. ¿Cuál es el pH y pOH respectivamente, de una solución de CH3COOH 0
14. ¿Cuál es el pH y pOH respectivamente, de una solución de CH3COOH 0.01 M, si su constante de acidez es del orden de 1 x 10 –5? 9 y 6 B) 5.5 y 8.5 C) 3.5 y 10.5 D) 7.5 y 6.5 E) 6.5 y 7.5<

58 Solución Guía Pregunta Alternativa 1 E 2 A 3 C 4 5 6 D 7 8 B 9 10 11
12 13 14

59 Usted aprendió A enunciar las principales teorías de ácido base.
A diferenciar compuestos ácidos de los básicos. A distinguir e interpretar la escala de pH. A determinar pH y pOH en función de una concentración dada. Acerca de las reacciones de neutralización. A analizar la situación de neutralización que se da entre un ácido y una base.