1 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOSSEMANA 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 NEUTRALIZACIÓNEn 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 LowryEs 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 DÈBILESACIDOS 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 DÈBILESBASES 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 1La 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+] > 10-7A 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 100Porcentaje 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 03. 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