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ÁCIDO -BASE

ÁCIDO -BASE. 1.- Sistema ácido base conjugado 2.- Ionización del agua y pH 3.- Disoluciones amortiguadoras 4.- Hidrólisis de sales 5.- Titulaciones. Según Brönsted y Lowry en disolución acuosa.

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ÁCIDO -BASE

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Presentation Transcript

  1. ÁCIDO -BASE 1.- Sistema ácido base conjugado 2.- Ionización del agua y pH 3.- Disoluciones amortiguadoras 4.- Hidrólisis de sales 5.- Titulaciones

  2. Según Brönsted y Lowry en disolución acuosa • Ácidos:son especies dadoras de protones, éstos pasan a moléculas de agua, formándose H3O+

  3. Bases:son especies que reciben protones

  4. Sistema conjugado ácido  base conjugada + protón El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra base. En consecuencia se establece un equilibrio en un doble sistema conjugado: Ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1

  5. Ssistema conjugado H2SO4 + H2O HSO4- + H3O- ÁCIDO CONJUGADO BASE CONJUGADA ACIDO BASE HCO3- + H2O H2SO3 + 0H- BASE CONJUGADA BASE ACIDO ÁCIDO CONJUGADO

  6. Sistema conjugado NH3 + H2O NH4 + OH-

  7. Àcido conjugado Base conjugada • H3O+ • H2O • H2O • OH- • H2SO4 • HSO4- • HSO4- • SO42- • NH4+ • NH3 • NH3 • NH2- • H3PO4 • H2PO4- • H2PO4- • HPO42- • HPO42- • PO43- • CH3COOH • CH3COO- • CH3NH3+ • CH3NH2

  8. El agua como anfótero

  9. Fuerza de los electrolitos • Fuertes • Débiles

  10. . Ionización del agua y concepto de pH. H2O + H2O H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-]

  11. A 25 ºC se cumple que: • Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14 • Sacando logaritmos y cambiando el signo • Log Kw = - Log [H3O+] - Log [OH-] • pKw = pH + pOH = 14 Esta expresión permite relacionar las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo en una disolución

  12. [ H3O+ ] pH carácter 10 -1 1 ácido 10 -2 2 ácido 10 -3 3 ácido 10 -4 4 ácido 10 -5 5 ácido 10 -6 6 ácido 10 -7 7 neutro 10 -8 8 básico 10 -9 9 básico 10 -10 10 básico 10 -11 11 básico 10 -12 12 básico 10 -13 13 básico 10 -14 14 básico

  13. Efecto de ión común HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) NaF(s) + H2O(l)Na+(aq) + F-(aq) F-(aq) es el ión común Cambia el equilibrio, pH aumenta

  14. Efecto del ión común Para bases NH3(aq) + H2O(l)NH4+(aq) + OH-(aq) Se agrega NH4Cl(s): NH4Cl(s) + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq) Cambia el equilibrio, pH disminuye

  15. Efecto del ión común Ejemplo: 2.0 M HF(aq) tiene un pH = 1.4 Se agrega NaF(s) hasta [NaF(aq)] = 2.0 M, calcular el pH (Ka (HF) = 7.2 x 10-4)

  16. Efecto del ión común HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) NaF(s) + H2O(l) Na+(aq) + F-(aq) Inicial Equilibrio HF(aq) 2.0 2.0 - x F- 2.0 2.0 + x (de NaF + HF) H3O+ 0 x (de la disociaciónHF)

  17. Efecto del ión común [H3O+] [F-] Ka = 7.2 x 10-4 = [HF] x (2.0 + x) = 2.0 - x X (2.0) (x se desprecia) » 2.0 » x

  18. Efecto del ión común [H3O+] = x = 7.2 x 10-4 M pH = -log10 (7.2 x 10-4) = 3.14 (era 1.4 antes de la adición de NaF)

  19. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS Estas disoluciones tienen la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agrega un ácido o base Debe estar presente un ácido o base débil y su sal Por ejemplo : CH3COOH y CH3COO- • CH3COO- + H+CH3COOH • CH3COOH+OH- CH3COO- + H2O

  20. CH3COOH y CH3COO-y se agrega un ácido fuerte

  21. CH3COO- + H+CH3COOH

  22. CH3COOH y CH3COO- y se agrega una base fuerte

  23. CH3COOH+OH- CH3COO- + H2O

  24.  A-  H3O+ Ka =  AH  AH H3O+ Ka =  A-   AH -Log H3O+ -Log Ka - Log =  A-   A-  pH pKa + Log =  AH Ecuación de Henderson-Hasselbalch • AHA- + H3O+

  25. HIDRÓLISIS El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua y se produce la hidrólisis

  26. Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4 casos distintos: 1.- Sal de ácido fuerte y base fuerte Ejemplo: NaCl, KI, NaNO3, etc. HCl + NaOH NaCl + H2O • Na+ + H2O ⇒No reacciona • Cl- + H2O ⇒No reacciona

  27. NH3 H3O Ka = NH4+ 2.- Sal de ácido fuerte y base débil • HCl + NH3 NH4Cl • Ejemplos: NH4Cl, NH4NO3, etc. • NH4Cl+ H2O NH4++ Cl- • Cl-no hidroliza • NH4+hidroliza • NH4++ H2O  NH3+ H3O+ La sal producida genera una disolución ácida

  28. CH3COOH + NaOH  CH3COONa • Ejemplos: CH3COONa, KCN, Na2CO3, etc.  CH3COOH  OH- Kb =  CH3COO- 3.- Sal de ácido débil y base fuerte • CH3COO Na + H2O Na++ CH3COO- Na+no hidroliza CH3COO-hidroliza • CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- La sal producida genera una disolución básica

  29. 4.- Sal de ácido débil y base débil • CH3COOH + NH3 CH3COO NH4 • Ejemplos: NH4CH3COO,NH4CO3 CH3COONH4 + H2O  NH4+ + CH3COO- • NH4+hidroliza • CH3COO-hidroliza El pH de la disolución va depender de la Ka y Kb

  30. Titulación Punto de equivalencia Moles de ácidos = moles de base

  31. 1.- Titulación de un acido fuerte con una base fuerte

  32. 2.- Titulación de un ácido débil con una base fuerte

  33. 3.- Titulación de una base débil con un ácido fuerte

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