Disoluciones ácido-base

Fenómenos Químicos en el Entorno.

Etapa III

IntroducciónLos ácidos y las bases son compuestos químicos de suma

importancia dentro de la vida diaria y forman parte de

muchos de los procesos químicos de los organismos vivos.

• Lavoisier propuso la idea de que todos los ácidos contenían Oxígeno en su estructura.

• Robert Boyle fue el primero en clasificar estas sustancias con ciertas características y propiedades.

Introducción

• Davy demostró que el ácido clorhídrico estaba hecho solo de Hidrógeno y Cloro.

• Von Liebig afirmó que en los ácidos, el hidrógeno puede remplazarse por metales

• Gay-Lussac, propuso que los ácidos y las bases son compuestos que se definen uno en función de otros

Disoluciones ácidas y básicas• La naturaleza química de los ácidos y las bases, le brinda a estos compuestos, cuando están en disolución acuosa, propiedades que poseen una gran variedad de aplicaciones en nuestra vida diaria, en productos de uso cotidiano, pero También en procesos biológicos. (Página 71)

Propiedades de los ácidos y bases

Propiedades de los ácidos y bases

Recuerda:

En el laboratorio de Química nunca probamos el

sabor o el olor de cualquier sustancia.

En casa, también debemos ser muy prudentes.

Teorías ácido-base

• Svante Arrhenius propuso la primera teoría relativa a estas sustancias.

• Los ácidos, de acuerdo a la Teoría de Arrhenius son sustancias que poseen iones Hidrógeno en su estructura y los liberan en disolución acuosa

Teorías ácido-base

• Svante Arrhenius propuso la primera teoría relativa a estas sustancias.

• Las Bases son sustancias que liberan iones hidróxido (OH-) en disolución acuosa

Disociación de Ácidos y Bases

El ácido clorhídrico es un ácido mono-prótico, ya que su estructura

química contiene un solo Ión hidrógeno, o protón, unido químicamente a

un Ión cloruro.

Cuando este ácido clorhídrico HCl, se disocia en agua, libera ion

hidrógeno (H+) e Ión Cloruro (Cl-), como se muestra en la reacción de

disociación.

HCl + H2O → H+ + Cl-

Disociación de Ácidos y Bases

Por otra parte, en la disociación acuosa de una base, como el NaOH,

hidróxido de Sodio, se produce un Ión Sodio Na+ y un Ión Hidróxido (OH-),

tal como se muestra en la siguiente reacción de disociación:

NaOH + H2O → Na+ + OH-

Ácidos y Bases Fuertes.

Se clasifican como ácidos o bases Fuertes, aquellas que se

disocian por completo en disolución acuosa, tal como el HCl, y

el NaOH, respectivamente.

Ácidos y Bases Débiles.

Por otra parte, un ácido o base débil, solo se disocian

parcialmente en agua, por lo que en la disolución solo una

parte del ácido o de la base, quedan disueltos y otra parte sin

disolver. Los ácidos y bases débiles varían en su capacidad de

disolverse en disolución acuosa.

Ácidos y Bases Fuertes.

Se clasifican como ácidos o bases Fuertes, aquellas que se

disocian por completo en disolución acuosa, tal como el HCl, y

el NaOH, respectivamente.

Ácidos y Bases Débiles.

Algunos ejemplos de ácidos débiles son el ácido acético, CH3-COOH,

que tu conoces como “vinagre”, y una base débil es el Bicarbonato de

Sodio NaHCO3 Que posee múltiples usos tanto en la cocina, como en

el baño y como un excelente antiácido, ideal para aliviar la molesta

“gastritis”.

Disociación de Ácidos y Bases débiles

Durante la disociación de los ácidos, el H+ liberado en disolución son

atraídos por el carácter polar del agua, formando un Ión complejo e

inestable que conocemos como Ión hidronio, el cual se disocia

nuevamente, “devolviéndole” el protón al ácido débil.

Observemos el siguiente ejemplo, que representa la disociación del

ácido acético o vinagre, mencionado anteriormente.

CH3-COOH + H2O ↔ CH3-COO- + H3O+

Ión acetato Ión Hidronio

Disociación de Ácidos y Bases débiles

Por otra parte, las bases débiles se disocian parcialmente en disolución

acuosa, como ocurre con el Hidróxido de Amonio.

Observa que ambas reacciones son reversibles, como lo indica la flecha

bidireccional de la reacción de disociación.

NH4OH + H2O ↔ NH4+ + OH-

Ión HidróxidoIón Amonio

Reacción Reversible

El Bicarbonato de Sodio NaHCO3

El nombre científico del bicarbonato de sodio es el “Carbonato ácido de Sodio”,

ya que contiene un ión Carbonato ácido (HCO3- ) unido a un Ión Sodio Na+ , como

su formula química lo muestra:

NaHCO3

Sin embargo, el Bicarbonato no cumple con la definición de Arrhenius, pues el

NaHCO3 posee carácter básico.

A continuación estudiaremos la reacción de disociación del Bicarbonato de

Sodio

NaHCO3 + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-

El Bicarbonato de Sodio NaHCO3

El ión bicarbonato atrae el ión hidrógeno de el agua presente en la disolución,

dejando un exceso de iones Hidóxido, que proviene de la molécula de agua.

Esto nos lleva a otra teoría acido base, propuesta por Brönsted y Lowry.

NaHCO3 + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-

Ácidos y bases de Brönsted-Lowry

Un ácido de Brönsted-Lowry es un donador de protones, como en el caso

estudiado en el Bicarbonato de sodio, donde el Ácido de Brönsted-Lowry, es la

molécula de agua, que le “dona” el protón al ión bicarbonato para formar Ácido

Carbónico.

Mientras que la base de Brönsted-Lowry es un “aceptor” de protones, donde el

Ácido carbónico es la base de Brönsted-Lowry, pues acepta el proton donado por

la molécula de agua

NaHCO3 + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-

Pares Ácidos y bases conjugaday bases de Brönsted-Lowry y su ácido conjugado

El Bicarbonato de Sodio, es la base de B-L y su ácido conjugado, es el ácido

Carbónico.

Mientras que, el agua, actúa como el ácido de B-L y su base conjugada es el ión

hidróxido.

NaHCO3 + H2O ↔ H2CO3 + Na+ + OH-Base de B-L Ácido conjugado

Ácido de B-LBase Conjugada

Pares Ácidos y bases conjugaday bases de Brönsted-Lowry y su ácido conjugado

El ácido acético, por otra parte, cuando se disuelve, se comporta como ácido de

Brönsted-Lowry, pues dona un protón (H+) a la molécula de agua, que por su

carácter polar, la acepta, convirtiéndose en ión Hidronio, la base de Brönsted-

Lowry.

Los pares conjugados se presentan a continuación:

CH3-COOH + H2O ↔ CH3-COO- + H3O+

Ácido de B-L Base conjugada

Base de B-L ácido Conjugado

Elabora la

Dimensión 2 de la

guía de

aprendizaje.

67-68

El pH

El pH es una relación entre la concentración de los iones H+ y los

iones OH- y representa la proporción de los mismos en una disolución

acuosa de ácidos y bases.

Se calcula utilizando la siguiente función:

pH = -log [H+]

Se basa en la constante de ionización del agua, la cual se ioniza en

concentraciones muy bajas. Podemos representar la ionización del

agua de la siguiente manera:

H2O ↔ H+ + OH-

Donde, 1 mol H2O produce:

[H+]= 1 x 10-7 Moles/L

[OH-]= 1 x 10-7Moles/L

El pH

Como puedes observar:

[H+] = [OH-]

Cuando agregas un ácido, este incrementará la concentración de

iones Hidrógeno o iones hidrónio.

[H+] > [OH-] Se genera un ambiente

ácido.

Al agregar una base, la concentración de iones hidróxido, se verá

aumentada.

[H+] < [OH-] Se genera un ambiente

básico

Cálculo de pH

Recuerda que la función para calcular el pH es la siguiente:

pH = -log [H+]

Si en una disolución que contiene ácido muriático (HCl)

[H+] = 1 x 10-6 Mol/Lt.

Aplicando la función: pH = -log [1 x 10-6 Mol/Lt.]

pH= 6

Si en una disolución de un desengrasante base NaOH

[H+] = 1 x 10-12 Mol/Lt. pH = -log [1 x 10-12 Mol/Lt.]

pH = 12

Cálculo de pHA continuación encontraras un algoritmo para que uses tu calculadora

científica para el calculo del pH:

Si [H+] = 2.5 x 10-4 Mol/Lt.

Presiona los siguientes botones de izquierda a derecha, en tu

calculadora:

+/- Log 2.5Exp

X 10 x- 4 =

pH = 3.60Los botones de tu

calculadora pueden variar.

Cálculo de pH

Recuerda que la función para calcular el pH es la siguiente:

pH = -log [H+]

Ahora calcula el pH del jugo de limón, si:

[H+] = 1.36 x 10-4 Mol/Lt.

La escala de pH

• Cuando pH = 7 el pH es neutro [H+] = [OH-]

• Cuando pH < 7 el pH es ácido [H+] > [OH-]

• Cuándo pH > 7 el pH es básico [H+] < [OH-]

Conoces el pH de tu

sangre?

Investígalo

Pon en práctica los

conocimientos

adquiridos y contesta la

dimensión 3 de la Guía

de Aprendizaje, páginas

68 y 69.

Práctica 3.

A continuación, te presentamos el video en el cual se describe la práctica de laboratorio

Identificación de ácidos y bases mediante indicadores de origen natural.

Una vez terminada la presentación de la práctica, podrás contestar la práctica de laboratorio que se encuentra en la Guía de Aprendizaje de Fenómenos Químicos en el Entorno, páginas 70 a 72.

Dimensión 3Práctica de Laboratorio

Fuentes consultadas.

Monsiváis, D., Morales, G., & Rodríguez, V. (2019). Fenómenos Químicos en el Entorno. Monterrey, N.L. TD&IS.

Monsiváis, D., Morales, G., & Rodríguez, V. (2019). Guía de aprendizaje Fenómenos Químicos en el Entorno. Monterrey, N.L. TD&IS.

Esperamos que esta presentación haya sido de tu agrado.

Te deseamos que tengas

MUCHO ÉXITO