ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

Semana 12

Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

ACIDOS Y BASES

ACIDO

Del latín Acidus= agrio

Ejemplos Vinagre, jugo de limón.

Tiene un sabor a agrio y pueden producir sensación

de picazón en la piel.

BASE

Sustancias como antiácidos, líquidos limpia vidrios y

destapa-desagües.

Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la

piel.

2

3

TEORIA DE ARRHENIUSACIDO

Es una sustancia que produce iones de hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua.

El ión hidrogeno (H+) es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión hidronio (H3O+) .

H+ + H2O → H3O+

(El nombre protón también se usa como un sinónimo del ion hidrógeno, H+ debido a que la pérdida del electrón de valencia de un átomo de hidrógeno neutro, deja únicamente el núcleo del hidrógeno, un protón.)

Ejemplo : HCl , HNO3

HCl (g) + H2O (l) → H+

(ac) + Cl - (ac)

HNO3 + H2O(l) H+ (ac) + NO3- (ac)

4

5

BASE Compuestos iónicos que se disocian en un ion metálico y en iones hidróxido (OH-) cuando se disuelve en agua.

Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2

NaOH + H2O → Na+ + OH-

KOH + H2O → K+ + OH-

Ba(OH)2 + H2O → Ba+ + 2 OH-

6

TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

ACIDO:

Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia.

HCl + H2O → H3O+ + Cl- ACIDO BASE

BASE:

Sustancia que acepta un protón (H+) de otra sustancia.

H2O + NH3 → OH – + NH4+

ACIDO BASE

7

Ejemplos

8

TEORIA DE LEWIS

ACIDOSustancia que puede aceptar un par de electrones.

Para poder aceptar un par de electrones debe tener un orbital vacío de baja energía o un enlace polar con el hidrógeno para poder donar el H+ (el cual tiene un orbital 1s vacío). Por tanto,la definición de Lewis de acidez incluye además

del H+ varios cationes metálicos como el Mg+2 .

9

Compuestos de elementos del grupo 3A, como el BF3 y el AlCl3 son ácidos de Lewis porque tienen orbitales de valencia sin llenar y pueden aceptar un par de electrones de una base de Lewis

Varios compuestos de metales de transición como TiCl4, FeCl3, ZnCl2 y SnCl4 son ácidos de Lewis.

10

ALGUNOS ACIDOS DE LEWIS

11

12

BASE:Sustancia que puede ceder un par de electrones.

Una base de Lewis es un compuesto con un par de electrones no enlazado que puede utilizarse para enlazar un ácido de Lewis.

El H2O, con sus dos pares de electrones

no enlazados en el oxígeno, actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones a un H+ en la formación del ion hidronio, H3O+.

La mayor parte de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno o nitrógeno pueden actuar como bases de Lewis porque tienen pares de electrones no enlazados

13

Algunas Bases de Lewis

14

15

lewis

LEWISACIDOS

BRONSTED-LOWRY

ARRHENIUSACIDOS

COMPARACIÓN

CARACTERISTICAS ACIDOS BASES

ARRHENIUS PRODUCE H+ PRODUCE OH-

BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+

LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES

DONA UN PAR DE ELECTRONES

ELECTROLITOS SI SI

SABOR AGRIO AMARGO

SENSACIÓN PUEDE PICAR JABONOSO, RESBALADIZO

TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL

FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA

NEUTRALIZACIÓN NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

16

17

IONIZACION

Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua se disocia en sus iones respectivos.

Ejemplo :

HCl → H+ + Cl-

KOH → K + + OH-

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+

NH3 ⇄ NH4+ + OH-

18

ELECTROLITOSSustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad.

FUERTE DEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la

electricidad La reacción de ionización

ocurre en un solo sentido (irreversible).

KOH → K+ + OH-

H2SO4 → 2H++ SO4-2

Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad.Su reacción de ionización es

reversible

H2CO3 2H⇄ + + CO3-

NH3 + H2O NH⇄ 4+ + OH-

ELECTROLITOS

FUERTES DEBILES

19

20

NO ELECTROLITO

Sustancias que en estado líquido o solución, NO conducen corrientes eléctricas.

Ejemplo • Alcohol• Gasolina• Azúcar

azúcar

azúcar

azúcar

azúcar

21

IONIZACION DEL AGUA

El agua es mala conductora de electricidad, debido a que es muy poco ionizada.

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-

Concentración en el agua a 25 °C

[H+] = 0.00000010 = 1 x 10 -7 M

[OH-] = 0.00000010 = 1 x 10 – 7 M

22

Constante de Producto Iónico del agua (Kw)

Kw = [H+] [OH-]

Kw = [1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7]

Kw = 1.0 x10 -14

23

¿Cómo influye la adición de un ácido y de una base al agua en las concentraciones

de iones hidrógeno e hidroxilo ?

Si ↑[ H+ ] entonces [OH-] ↓ hasta que la [ ] = 1.0x10 -14

Si ↑[OH -] entonces [H+ ] ↓ hasta que la [ ] = 1.0x10 -14

24

En soluciones Acidas: [H+] es mayor 1.0x10 -7

En soluciones Alcalinas:[H+] es menor 1.0x10 -7

En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7

Ejemplo :

Una muestra de bilis tiene una [OH-] de

1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ?

25

ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS FUERTES: Son aquellos que se ionizan totalmente en

agua(100%) . Tiene una ionización irreversible. Ejemplo :

HCl Ácido Clorhídrico

HBr Ácido Bromhídrico

HI Ácido Yodhídrico

H2SO4 Ácido sulfúrico

HNO3 Ácido Nítrico

HClO4 Ácido Perclórico

26

ACIDOS DEBILES Se ionizan en pequeñas proporciones. Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Ka)

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

Ka= [H+] [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

H3PO4 Ácido Fosfórico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico

H2CO3 Ácido carbónico H3BO3 Ácido Bórico

HF Acido Fluorhídrico

H2SAcido sulfhídrico

27

BASE FUERTE Se ionizan totalmente en agua, (100%) Tiene una ionización irreversible

NaOH Hidróxido de Sodio

KOH Hidróxido de Potasio

LiOH Hidróxido de Litio

28

BASE DEBIL Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb).

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

Kb = [ NH4+] [OH-]

[NH4OH]

Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio

NH3 Amoniaco

29

pH

El pH de una solución es la medida de la concentración de iones hidrogeno en una solución, [H+]

pH = - log [H+]

30

1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13 14

7

NEUTRO

MAS BASICOMAS ACIDO

El agua tiene una [ ] de iones hidrógeno de 1x10 -7 moles/litro y un pH 7.

Toda solución neutra tiene un pH 7 Toda solución ácida tiene un pH menor 7 Toda solución básica tiene un pH mayor 7

Algunos pH

31

32

pOH

Se define como la medición de la concentración de iones hidroxilo en una solución, [OH -]

Cuando menor el pOH mayor alcalinidad

pOH = - log [OH-]

Relación pH y pOH

Uso de la calculadora (Casio) para calculo de pH

33

pH + pOH = 14

Para calcular el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidrogeno de [H+] = 2.5x 10-5 , entonces :OPRIMIR :

Respuesta : 4.60

- log 2 . 5 EXP - 5 =

Calcular la [H+] de una solución con

un pH = 3.6

OPRIMIR :

RESPUESTA: 2.51 X 10-4

34

SHIFT log - 3 . =6

35

Ejercicios

Calcular el pH de cada una de las siguientes soluciones:

1) [H+] = 3.5 x 10 -5 4) pOH = 4.2

2) NaOH 0.020 M 5) HCl 0.020 M

3) [OH-] = 2.0 x10 -8 6) NaOH 0.0020 M

Calcule la [H+] en las soluciones con :

7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH= 1.8

36

% de Ionización

Ácidos :

Bases:

% de ionización = [ácido ionizado] x 100 [ácido inicial]

% de Ionización = [base ionizado] x 100[base inicial]

37

EJERCICIOS

1)Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 .

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

2) Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10.

C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

3) ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%?

HF ⇄ H+ + F-

38

39

Fin