Ácidos y Bases Lcdo. Jorge Balseca Q. Valor del mes : Libertad. Objetivo: Definir ácidos y bases diferenciándolos por sus características. 1.

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1 Ácidos y Bases Lcdo. Jorge Balseca Q. Valor del mes : Libertad. Objetivo: Definir ácidos y bases diferenciándolos por sus características. 1

2 Características 2 ÁCIDOS:  Tienen sabor agrio.  Son corrosivos para la piel.  Enrojecen ciertos colorantes vegetales.  Disuelven sustancias  Atacan a los metales desprendiendo H 2.  Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES:  Tiene sabor amargo.  Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.  Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.  Precipitan sustancias disueltas por ácidos.  Disuelven grasas.  Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

3 Definición de Arrhenius “ disociación iónica”  Publica en 1887 su teoría de “ disociación iónica”.  Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.  ÁCIDO:  ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H +.  BASE:  BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH –. 3

4 Disociación  ÁCIDOS:  AH (en disolución acuosa)  A – + H +  Ejemplos:  HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H +  H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2– + 2 H +  BASES:  BOH (en disolución acuosa)  B + + OH –  Ejemplo:  NaOH (en disolución acuosa)  Na + + OH – 4

5 Neutralización  Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:  H + + OH – —  H 2 O  El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):  NaOH +HCl —  H 2 O + NaCl (Na + + Cl – ) 5

6 Teoría de Brönsted-Lowry.  ÁCIDOS:  “Sustancia que en disolución cede H + ”.  BASES:  “Sustancia que en disolución acepta H + ”. 6

7 Par Ácido/base conjugado  Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ).  Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “ base conjugada” y c uando una base captura H + se convierte en su “ ácido conjugado”. 7 ÁCIDO (HA)BASE CONJ. (A – ) – H + + H + BASE (B)ÁC. CONJ. (HB + ) + H + – H +

8 Ejemplo de par Ácido/base conjugado Disociación de un ácido:  HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + Cl – (ac)  En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl al perder el H + se transforma en Cl – (base conjugada) Disociación de una base:  NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH 4 + + OH –  En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + al NH 3 que se transforma en NH 4 + (ácido conjugado) 8

9 Teoría de Lewis  Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones.  Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones. Lee todo en: Ácido-base, según Lewis | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/conceptos -basicos/acido-base-segun-lewis#ixzz3iQsfnphSÁcido-base, según Lewis | La Guía de Químicahttp://quimica.laguia2000.com/conceptos -basicos/acido-base-segun-lewis#ixzz3iQsfnphS 9

10 Teoría de Lewis (Ejemplos)  HCl (g) + H 2 O (l)  H 3 O + (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 H 2 O formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ).  NH 3 (g) + H 2 O (l)  NH 4 + + OH – En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH 4 + ). 10

11 Equilibrio de ionización del agua.  La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:  2 H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + OH – (ac)   H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2  Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido, llamaremos K w = K c ·  H 2 O  2 producto iónico del agua  conocido como “ producto iónico del agua ” 11

12 Concepto de pH.  El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14 M 2  En el caso del agua pura:  ———–  H 3 O +  =  OH –  =  10 –14 M 2 = 10 –7 M  Se denomina pH a:  Y para el caso de agua pura, como  H 3 O +  =10 –7 M:  pH = – log 10 –7 = 7 12

13 Tipos de disoluciones  Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH < 7  Básicas:  H 3 O +  7  Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7  En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –   luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 M 2 13

14 Gráfica de pH en sustancias comunes 14 ÁCIDOBÁSICO 1412346891011121357 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

15 Concepto de pOH.  A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:  Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2  Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:  pH + pOH = 14  para una temperatura de 25ºC. 15

16 Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la  OH –  y el pOH a la temperatura de 25ºC? 2,5 · 10 –13 M  pH = – log  H 3 O +  = 12,6, de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 M = 2,5 · 10 –13 M  Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 10 –14 M 2  entonces: 0,04 M  K W 10 –14 M 2  OH –  = ——— = —————— = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 M 1,4  pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4  Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14 16

17 Relación entre K a y K b conjugada  Equilibrio de disociación de un ácido:  HA + H 2 O  A – + H 3 O +  Reacción de la base conjugada con el agua:  A – + H 2 O  HA + OH –   A –  x  H 3 O +   HA  x  OH –  K a = —————— ; K b = ————— —  HA   A –    A –  x  H 3 O +  x  HA  x  OH –  K a x K b = ———————————— = K W  HA  x  A –  17

18 Relación entre K a y K b conjugada (cont.).  En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa que:  Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.  Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.  A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (K h ). 18

19 Algunos indicadores de pH Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo AmarilloVioleta0-2 Rojo CongoAzulRojo3-5 Rojo de metilo RojoAmarillo4-6 TornasolRojoAzul6-8 FenolftaleínaIncoloroRosa8-10 19

20 Valoraciones ácido-base  Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización. 20