ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS

Presentación del tema: "ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS"— Transcripción de la presentación:

1 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
SEMANA 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS

2 CARACTERÌSTICAS EN SOLUCIÒN ACUOSA:
ACIDOS BASES Tienen sabor agrio. (acidus del latìn) Tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto. Cambian el papel de tornasol del color azùl a rojo Cambian el papel de tornasol del color rojo a azùl. Reaccionan con bases para producir sal y agua. (Neutralización) Reaccionan con ácidos para producir sal y agua. Reaccionan con metales liberando hidrógeno.

3 ACIDO BASICO

4 Teoría de Arrhenius Svante Arrhenius, (1859-1927),
ACIDO: sustancia que produce iones hidrogeno (H+),al disociarse en agua. Ejemplos HCl ,H2SO4,HNO3, que al disolverse en agua se disocian o ionizan en la forma: HCl  Cl- (ac) + H+ (ac) H2O

5 Para Arrhenius las bases son: compuestos iónicos que se disocian en cationes e iones hidroxilo (OH) al disolverse en agua. Ejemplos de bases: son todos los hidróxidos de metales (en particular los de los metales alcalinos y alcalinotérreos), que al disolverse en agua se disocian en la forma: KOH  K + (ac) + OH- (ac) H2O

6 REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
En ésta teoría (Arrhenius) se comprende la capacidad de ácidos y bases de neutralizar sus propiedades características entre si y esto es: REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Lo anterior explica la desaparición de los iones H+ y OH-,que se combinan para formar moléculas de agua. Cl- (ac) + H+ (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac)  H2O + Cl- (ac) + Na+ (ac)

7 Teoría de Brönsted y Lowry
Es una definición 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).

8 Las reacciones ácido-base según esta definición son reacciones de transferencia de protones.
Representación general: AH B ↔ BH A- ácido base ácido base 1 Las especies de cada pareja, AH/A- y BH+/B, que toman parte en toda reacción ácido-base, reciben el nombre de pares ácido-base conjugados.

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10 Teoría de Lewis Para Lewis son bases las sustancias que tienen un par de electrones no compartidos que pueden ceder con mayor o menor facilidad; ácidos los que pueden aceptar un par de electrones. ejemplo: H3N:

11 La reacción de neutralización consiste en que el PAR de electrones de la partícula básica es aceptado por la partícula ácida, formándose un enlace covalente, y da lugar a compuestos de tipo salino.

12 Son tres teorías que explican las reacciones ácido-base, pero no se contradicen mutuamente, sino que cada una expande a la anterior y adopta una perspectiva más amplia.

13 ACIDOS : FUERTES Y DÈBILES
ACIDOS DÈBILES Se ionizan totalmente en agua. Su ionizaciòn es irreversible. Pueden ser mono, di ò poliproticos. Ejemplos HCl, H2SO4 HNO3,HBr, HI Se ionizan poco en agua. Tienen una ionizaciòn reversible. Poseen una constante de ionizaciòn (Ka). Ejemplos: CH 3COOH, H 3BO3 , H2 CO 3

14 BASES FUERTES Y DÈBILES
BASES DÈBILES Se ionizan totalmente en agua. Poseen una ionizaciòn irreversible. Ejemplos NaOH, KOH Se ionizan parcialmente en agua. Su ionizaciòn es reversible. Tienen una constante de ionizaciòn (Kb) Ejemplos: NH3 ,Mg (OH)2

15 IONIZACIÓN: Proceso mediante el cuál una sustancia al entrar en contacto con el agua, se disocia en sus iones respectivos. La ionización puede ser reversible o irreversible. CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NaCl → Na+ + Cl-

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

17 Electrolito fuerte : Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible y conduce la electricidad fuertemente. por ejemplo: KOH HCl

18 Electrolito débil : Es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcialmente. Se disocia en pequeño porcentaje, con reacciones de tipo reversible y conduce levemente la electricidad. Por ejemplo: No electrolito: Sustancias que no conducen la electricidad. Ej. Alcohol, aceite.

19 El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad ; en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles . Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones , aunque en concentraciones extremadamente pequeñas. Por lo que el agua es un electrolito débil y puede actuar como ácido y como base(anfótera), cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.

20 H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- ácido1 base2 ácido2 base1 La ecuación representa el concepto de Bronsted-Lowry de una molécula de agua que actúa como ácido , dona un protón a otra molécula de agua, que actúa como base. El agua está en equilibrio con iones hidronio e iones hidroxilo, pero el equilibrio está desplazado a la izquierda.

21 La concentración de iones Hidronio en el agua pura a 25ºC es 1
La concentración de iones Hidronio en el agua pura a 25ºC es 1.0 x 10-7 y la concentración de Hidroxilo en el agua a 25ºC también es 1.0 x 10-7 Una solución en la que las concentraciones de H3O+ y OH− sean iguales es una solución neutra. El agua pura es neutra. Al presentarse impurezas, éstas pueden afectar a las concentraciones de iones y por lo tanto el agua ya no sería neutra. [ H+ ] = [OH-]

22 La constante de equilibrio sería:
Keq = [H3O+][OH-] [H2O] [H2O]   Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , ésta se puede eliminar en la constante de equilibrio.   Kw = [H3O+][OH-] = 1.0x10 –14 (a 25 ºC) Esta constante ,Kw, se llama: PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA.

23 A 25º C, en mol/litro Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 Ácida [H+] > 10-7
A 25º C, en mol/litro Neutra [H+] = [OH-] = 10-7 Ácida [H+] > [OH-] < Básica [H+] < [OH-] >

24 pH pH= El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log [H+] Se debe tomar en cuenta que , debido al cambio de signo en el logaritmo , la escala de pH va en sentido contrario al de la concentración de iones H+ , es decir, que el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye [H+] , o sea la acidez.

25 Para poder expresar las concentraciones de soluciones ácidas o básicas mediante números sencillos , se utiliza el número del exponente para expresar la acidez. La escala de acidez de Sörensen se conoció más tarde como la escala de pH, del francés pouvoir hydrogène”poder del hidrógeno” [ H+ ] = 1X pH = 8

26 pOH De la misma forma que el pH, se define también el pOH como el logaritmo decimal 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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30 DISOLUCIÓN pH [H3O+] [OH-]     Básica 14 13 12 11 10 9 8 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 100 = 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 Neutra 7 10-7         Ácida 6 5 4 3 2 1 10-0

31 Cálculos de pH y pOH para ácidos y bases fuertes.
1.¿Cuál es el pH de una solución que tiene una [H+] de 3.8 x 10-3 M ? pH = - log [H+] pH = - log [3.8 x 10-3] pH = - (-2.42) = 2.42 R/ pH 2.42

32 2.Cuál es la [H+] del jugo de limón, cuyo pH es de 2.5?
pH = - log [H+] 2.5 = -log [ H+ ] (para cambiar signo se multiplica por -1) -2.5 = log [H+ ] Antilog -2.5 = [H+ ] 3.16x = [ H +] R/ 3.16x10-3

33 3. ¿Cuál es el pOH de una solución que presenta un pH de 3.33?
pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH pOH = 14 – 3.33 = 10.67 R/ pOH= 10.67 4. Una solución tiene una [H+] de 0.027M ¿Cuál es la [OH-]? Kw = [H3O+][OH-] Kw = 1 x 10-14 1 x = [0.027][OH-] [OH-] = 1 x = 3.70 X M [0.027] R/ 3.70 X M

34 ACIDOS Y BASES DÉBILES Acidos débiles:
Tienen una constante de ionización (Ka), la cual se puede calcular asi: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ Ka= [H+] [CH 3COO- ] [CH 3COOH ] Bases débiles: Su constante de ionización (Kb ), se puede calcular asi: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [ OH -] [NH3]

35 % de Ionización = [OH-] x 100
Porcentaje de Ionización: Para ácidos: % de ionización = [H+] x 100 [ácido] Para bases: % de Ionización = [OH-] x 100 [base ]

36 Ejercicios: % de ionización = [H+] x 100 [ácido] X X Ka= [H+] [CH 3COO- ] [CH 3COOH 1.8x = X X = √9x 10-6 [0.5 ] X = 3 x = [H+]

37 Ka = [H+] [CH 3COO- ] (3% de 0.02)
% = [H+] x 100 [ácido] % = [3x10-3] x = 0.6% [0.5] 2. Calcule el pH, pOH y Ka de una solución de ácido acético 0.02M, si se ioniza en un 3%. CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ (6x10-4)2 Ka = [H+] [CH 3COO- ] (3% de 0.02) [CH 3COOH ] 0.02M Ka = 1.8 x10-5 3

38 pH = - log [H+ ] pH = - log [6 x 10-4 ] pH = 3.22 pOH = -log [OH ] o pH + pOH = 14 pOH = 14 – 3.22 = Nota: proceder de la misma forma con las bases.

39 3. Calcule la Kb , pH, y pOH para una solución de NH3 0
3. Calcule la Kb , pH, y pOH para una solución de NH M ionizada 1.5 %. R/ Kb = 1.8 x10-5 pOH = 2.92 pH = 11.07

40 FIN