Diapositiva 1

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SEMANA 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
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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. (Neutralización)
Reaccionan con metales liberando hidrógeno.
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ACIDO
BASICO
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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
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Base sustancia que produce iones hidroxilo
(OH-),al disociarse 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
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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)
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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).
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Las reacciones ácido-base según esta definición
se refiere a reacciones de transferencia de
protones. Representación general   AH
B ? BH A- ácido
1 base 2 ácido 2 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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(No Transcript)
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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
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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.
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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.
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ACIDOS FUERTES Y DÈBILES
ACIDOS FUERTES 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
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BASES FUERTES Y
DÈBILES
BASES FUERTES 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
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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-
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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.
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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
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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.
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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.

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  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.
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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-
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La constante de equilibrio sería   Keq
H3OOH- H2O H2O  
Teniendo en cuenta que la concentración del agua
es prácticamente constante , ésta se puede
eliminar en la constante de equilibrio.   Kw
H3OOH- 1.0x10 14 (a 25 ºC)   Esta
constante ,Kw, se llama PRODUCTO IÓNICO DEL
AGUA.  
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  A 25º C, en mol/litro
  Neutra     H OH- 10-7
  Ácida     H gt 10-7 OH- lt 10-7
  Básica     H lt 10-7 OH- gt 10-7
 
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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.
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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 hydrogènepoder del
hidrógeno H 1X 10- 8 pH 8
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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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(No Transcript)
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(No Transcript)
29
(No Transcript)
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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 10-7
        Ácida 6 5 4 3 2 1 0 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13
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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
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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 3.16x10-3 H
R/ 3.16x10-3
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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 H3OOH-
Kw 1 x 10-14 1 x 10-14 0.027OH-
OH- 1 x 10-14 3.70 X 10 -13 M
0.027 R/ 3.70 X 10 -13 M
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• 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

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• Porcentaje de Ionización
• Para ácidos
• de ionización H x 100
• ácido
• Para bases
• de Ionización OH- x 100
• base

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• Ejercicios
• de ionización H x 100
• ácido
• X . X
• Ka H CH 3COO-
• CH 3COOH
• 1.8x10-5 X2 X v9x 10-6
• 0.5 X 3 x 10-3
  H

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• H x 100
• ácido
• 3x10-3 x 100 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

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pH - log H pH - log 6 x 10-4 pH
3.22 pOH -log OH o pH pOH
14 pOH 14 3.22 10.77 Nota proceder de
la misma forma con las bases.
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3. Calcule la Kb , pH, y pOH para una solución de
NH3 0.08 M ionizada 1.5 . R/ Kb 1.8 x10-5
pOH 2.92 pH 11.07
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FIN