SEMANA No. 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Licda. Bárbara Toledo.

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1 SEMANA No. 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Licda. Bárbara Toledo

2 Ácidos y Bases Se sabe desde hace mucho, que las sustancias con sabor agrio contienen ácidos y que las sustancias químicas capaces de neutralizar a éstas son las bases o álcalis, y son las que tienen un sabor amargo y sensación jabonosa.

3 Ácidos y Bases En general existen tres teorías bajo las cuales se puede definir a los ácidos y las bases; esta son: Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted-Lowry Teoría de Lewis

4 TEORIA CLASICA O DE ARRHENIUS
Svante Arrhenius, ( ), llegó a la conclusión de que las propiedades típicas de las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a iones hidróxido, OH-

5 Ejemplos de Ácidos de Arrhenius
Son todos los ácidos clásicos; HCl, H2SO4, HNO3, etc. que al disolverse en agua se disocian o ionizan en la forma: HCl  Cl- (ac) + H+ (ac)

6 Ejemplos de Bases de Arrhenius
Son todos los hidróxidos de metales (en particular los de los metales alcalinos y alcalinotérreos); NaOH, KOH, Ca(OH)2 y que al disolverse en agua se disocian en la forma: NaOH  Na+ (ac) + OH- (ac) H2O

7 Teoría de Brönsted-Lowry
El ión hidrógeno, H+, no puede existir como tal en disolución acuosa, sino que se encuentra en forma de ión hidronio, H3O+.

8 Cuando un ácido se disuelve en agua, es lógico suponer que el ión hidronio se forma por la transferencia de un protón desde la molécula de ácido a una molécula de agua. HCl + H20  H3O+ + Cl- Esta ecuación tiene la ventaja de hacer intervenir explícitamente al disolvente, que juega un importante papel en las reacciones ácido-base

9 Estas consideraciones condujeron J. N. Brönsted y T. M
Estas consideraciones condujeron J. N. Brönsted y T. M. Lowry a proponer (1923) una nueva definición de ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos: Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base). Base es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

10 Teniendo esto en cuenta, se pueden explicar las propiedades de las bases como el amoniaco y el ion carbonato:  H2O + NH3  NH4+ + OH- ácido base ácido base H2O + CO3 2-  HCO3- + OH-

11 Una reacción ácido-base se puede escribir en la forma general:
par ácido-base conjugado HA B ↔ BH A- ácido base ácido base 1

12 TEORIA DE LEWIS Son ácidos aquellas sustancias que tienen en su configuración electrónica orbitales libres capaces de aceptar y compartir un par de electrones. Por ejemplo: SO3, BF3

13 Para Lewis son bases las sustancias que tienen un par de electrones no compartidos que pueden ceder con mayor o menor facilidad. Por ejemplo: H3N: , C5H5N:

14 La reacción de neutralización consiste en que el par electrónico de la partícula básica es aceptado por la partícula ácida, formándose un enlace covalente. .. :F: H F H ▪▪ ▪▪ F:B :N:H F-B- N-H ▪▪ ▪▪ :F: H F H ▪▪ ACIDO BASE

15 FUERZA DE ACIDOS Y BASES
IONIZACION, DISOCIACION, HIDRÓLISIS Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua, se separa en sus iones respectivos. ACIDOS: moles de H3O+ / mol de ácido disuelto BASES: moles de OH- / mol de base disuelto

16 disociados en medio acuoso.
ELECTROLITOS Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones y conduce la electricidad Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.

17 Los electrolitos pueden ser ácidos o bases

18 Un electrolito fuerte :
Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. por ejemplo: K H2 3

19 Un electrolito débil : Es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible. Por ejemplo:

20 El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad , pero , en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles . Esta conductividad indica que en el agua pura deben existir iones , aunque en concentraciones extremadamente pequeñas.

21 Puesto que el agua es un electrolito débil y puede actuar como ácido y como base (anfótero), cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.

22 Esto significa que , aunque en pequeñísima proporción , el agua está disociada.
Este proceso se llama autoionización (Arrhenius) o autoprotólisis del agua (Brönsted-Lowry) ) en la forma: H2O + H2O  H3O+ + OH- ácido1 base2 ácido2 base1

23 La concentración de iones hidronio en el agua pura y soluciones neutras a 25ºC es ó 1.0 x y la concentración de hidróxido en el agua pura y soluciones neutras a 25ºC también es ó 1.0 x 10-7

24 La constante de equilibrio sería: Keq = [H3O+][OH-] [H2O] [H2O]
Keq = [H3O+][OH-] [H2O] [H2O] Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , se puede no incluir en la constante de equilibrio , que se expresa entonces en la forma : Kw =[H3O+][OH-] = 1.0 x 10–14 (a 25 ºC) Esta constante ,Kw, se llama: PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA.

25 Ka y Kb Las expresiones de Ka y Kb: Ka = [H+][ A- ] Kb = [ B+][OH-]
Ka = [H+][ A- ] Kb = [ B+][OH-] [HA] [BOH] La Ka y la Kb , serán la medida de la fuerza del ácido o de la base , cuanto mayor sea su valor , la sustancia estará más disociada, y por lo tanto el ácido o la base, será más fuerte.

26 Como saber si una sustancia es fuerte o débil?
Un ácido débil tiene una ionización reversible y posee una Ka Una base débil tiene una ionización reversible y posee una Kb Un ácido fuerte tiene una ionización irreversible y no posee Ka ( [H+] = [ácido] ) Una base fuerte tiene una ionización irreversible y no posee Kb ( [OH-] = [base] )

27 CONCEPTO DE pH Para poder expresar las concentraciones de soluciones ácidas o básicas mediante números sencillos , Sörensen , en 1909 , propuso utilizar una escala de acidez que se conoció más tarde como la escala de pH, del francés “pouvoir hydrogène” poder del hidrógeno

28 pH: El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.
pH = - log [H+] Conviene tener muy en cuenta que debido al cambio de signo en el logaritmo, el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye [H+] , o sea la acidez.

29 pOH: como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-.
pOH = -log [OH-] Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se cumple: pH + pOH = 14

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31 Porcentaje de Ionizacion
Ácidos: concentración de H+ * concentración del ácido Bases: concentración de OH * 100 concentración de la base

32 FIN