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Equilibrio Ácido – Base

Equilibrio Ácido – Base. Equilibrio Ácido – Base. ¿Qué es un ácido?. ¿Qué es una base?. Equilibrio Ácido – Base. Importancia del Equilibrio Ácido – Base en la sangre:. Ácidos y Bases. Objetivos: Identificar compuestos ácidos y básicos de acuerdo a las definiciones más importantes.

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Equilibrio Ácido – Base

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Presentation Transcript

  1. Equilibrio Ácido – Base

  2. Equilibrio Ácido – Base ¿Qué es un ácido? ¿Qué es una base?

  3. Equilibrio Ácido – Base Importancia del Equilibrio Ácido – Base en la sangre:

  4. Ácidos y Bases Objetivos: • Identificar compuestos ácidos y básicos de acuerdo a las definiciones más importantes. • Relacionar las reacciones ácido – base con equilibrio químico, especialmente con el equilibrio del agua. • Calcular pH, pOH, pKa, pKb. • Calcular pH en soluciones amortiguadoras o buffer. • Calcular y titular disoluciones ácido – base, e interpretar los gráficos asociados.

  5. Ácidos y Bases Objetivo: • Identificar compuestos ácidos y básicos de acuerdo a las definiciones más importantes. • Definiciones • Arrhenius • Lowry-Brönsted • Lewis

  6. Ácidos y Bases Definición de Svante Arrhenius Ácido es una sustancia que proporciona iones hidrógeno (protones) H+. Base corresponde a una sustancia que proporciona iones hidroxilo, OH −. HCl(ac) H +(ac) + Cl −(ac) Ácido NaOH(ac) Na+(ac) + OH −(ac) Base

  7. Ácidos y Bases Definición de Lowry – Brönsted Ácidoes una sustancia que proporciona iones hidrógeno (protones) H+. Base corresponde a una sustancia que acepta protones H+. Ejemplo: HCl(ac)+ NH3 (ac) NH4+(ac) + Cl −(ac) Ácido Base H Cl H + Cl − NH3 NH4+

  8. Ácidos y Bases Definición de Lowry – Brönsted Ácidoes una sustancia que proporciona iones hidrógeno (protones) H+. Base corresponde a una sustancia que acepta protones H+.

  9. Ácidos y Bases Definición de Lewis Ácidoes una sustancia que acepta electrones e − Base corresponde a una sustancia que cede electrones e−. Ejemplo: BF3 (ac)+ :NH3 (ac) BF3−+ NH3(ac) Ácido Base

  10. Ácidos y Bases Definición de Lewis

  11. Ácidos y Bases Pares Conjugados Ácido – Base HCl(ac)+ NH3 (ac) NH4+(ac) + Cl −(ac) Ácido Base Ácido Base conjugado conjugada HCl (ac) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl −(ac) Ácido Base Ácido Base conjugado conjugada NH4+ NH3 Cl − H Cl

  12. Ácidos y Bases Pares Conjugados Ácido – Base

  13. Ácidos y Bases Pares Conjugados Ácido – Base

  14. Ácidos y Bases Pares Conjugados Ácido – Base Ejercicios: Identifica los pares ácido y base conjugados en las siguientes reacciones: CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO −+ H3O+ CH3COOH + NH3 ⇄ CH3COO −+ NH4+ HNO3+ H2O ⇄ NO3−+ H3O+ C3H6O + H2O ⇄ C3H7O++ OH − ANFOLITO

  15. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases H + Cl − • Ácidos Fuertes: Aquellos que tienden a donar todos sus protones. Aquellos que no donan fácilmente sus protones. • Ácidos Débiles: H H – N – H H+

  16. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases Aquellas que tienden protonarse fácilmente. Aquellas que no se protonan fácilmente. • Bases Fuertes: NH3 NH4+ H + Cl − • Bases Débiles: H + H + Cl −

  17. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases ¿Te fijaste qué relación tiene la fuerza del ácido con la de su base conjugada? ¿Y la fuerza de la base con la de su ácido conjugado? Cl − H Cl NH3 NH4+

  18. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases Algunos pares conjugados ácido – base:

  19. Ácidos y Bases

  20. Ácidos y Bases

  21. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases Disocia los siguientes ácidos y expresa su constante de equilibrio Kc: HBrO3 CH3COOH H2SO4 HClO2 HBrO

  22. Ácidos y Bases Fuerza de Ácidos y Bases Algunas Constantes de Disociación

  23. Ácidos y Bases Objetivo: • Relacionar las reacciones ácido – base con equilibrio químico, especialmente con el equilibrio del agua. H O H

  24. Ácidos y Bases Equilibrio del Agua El agua se disocia espontáneamente en H+ y OH − de acuerdo a la siguiente reacción: H2O (l)  H+ (ac) + OH− (ac) Su constante de equilibrio Kc pasa a llamarse Kw (water) y se expresa de la siguiente manera: H H O O H O− H+ H Kw= H+ OH− = 1 · 10 − 14

  25. Ácidos y Bases Equilibrio del Agua Kw = H+ OH− = 1 · 10 − 14 Por lo tanto, siempre se cumple que: H+ OH− = 1 · 10 − 14 Entonces, si POR EJEMPLO se alterara el equilibrio del agua agregando una solución de HCl y finalmente quedara en el equilibrio: H+ = 1· 10 − 3

  26. Ácidos y Bases Equilibrio del Agua Entonces, 1 · 10 − 3· OH− = 1 · 10 − 14 OH− = 1· 10 − 14 1· 10 − 3 OH− = 1· 10 − 11

  27. Ácidos y Bases ? ¿Cuál es entonces la Importancia del Equilibrio del Agua? Las reacciones que estudiamos están disueltas en agua, por lo tanto se afectan mutuamente en sus equilibrios.

  28. Ácidos y Bases Importancia del Equilibrio del Agua Algunas premisas importantes: Una gran H+ determina que la solución sea ÁCIDA. Una gran OH− determina que la solución sea BÁSICA. Si H+ = OH−, la solución es NEUTRA. H+ OH− H+ OH− H+ OH−

  29. Ácidos y Bases Ejercicios Usando tu calculadora, completa la siguiente tabla con diferentes soluciones:

  30. Ácidos y Bases Objetivo: • Calcular pH, pOH, pKa, pKb. pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 SOLUCIÓN NEUTRA SOLUCIÓN BÁSICA SOLUCIÓN ÁCIDA 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH

  31. Ácidos y Bases Cálculo de pH El pH permite medir el grado de acidez de una solución. Corresponde a la aplicación de la función (− log) a la H+, lo que ayuda a observar relaciones lineales entre soluciones. Ejemplo: H+ = 0,001 M = 1· 10 −3 H+ = 0,000001 M = 1· 10 −6 •  pH = − log (1· 10 −3) =3 •  pH = − log(1· 10 −6) =6

  32. Ácidos y Bases Cálculo de pOH El pOH permite medir el grado de alcalinidad de una solución. Se puede relacionar pH y pOH, ya que Ejemplo: OH− = 0,0001 M = 1· 10 −4 pH + pOH = 14 • pOH = − log (1· 10 −4) =4

  33. Ácidos y Bases Cálculo de pOH Como: Entonces, pH + 4 = 14 pH + pOH = 14 pH = 10 Solución Básica

  34. Ácidos y Bases Experiencia en clases: Medición del pH de diversas soluciones. Completa una tabla con el pH de diversas soluciones medidos con papel pH. A partir de este dato calcula pOH,H+ y OH− de cada solución.

  35. Ácidos y Bases Experiencia en clases:

  36. Ácidos y Bases Cálculo de pKa y pKb Ka y Kb son las constantes de equilibrio de reacciones de disociación de ácidos y bases respectivamente: HA (ac) + H2O  H3O+(ac) + A –(ac) B (ac)+ H2O (l) BH+(ac)+ OH –(ac) Ka = H3O+· A – HA Ka = H+· A – HA Kb = BH+· OH – B

  37. Ácidos y Bases Relación entre pKa y pKb NH4+(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O+(ac) NH3(ac) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH−(ac) Ka= H+ NH3 NH4+ NH4+(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H2O(l) + H+(ac) NH3(ac) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH−(ac) Kb= NH4+ OH− NH3 H2O (l) H+(ac) + OH−(ac) Kw = H+ OH− = 1 · 10 − 14

  38. Ácidos y Bases Relación entre pKa y pKb Ka x Kb H+ NH3 x NH4+ OH− NH4+ NH3 H+ OH− Ka x Kb=Kw= H+ OH− = 1 · 10 − 14 pKa + pKb= pKw= pH + pOH = 14

  39. Ácidos y Bases Reacciones de Neutralización En las reacciones de neutralización, debemos asegurarnos de NEUTRALIZAR los H+ o los OH− de tal forma que ambos estén en la misma concentración. ¿Cuál es esa concentración? ¿Cómo puedo asegurarme de eso?

  40. Ácidos y Bases Reacciones de Neutralización Imaginemos que tenemos una solución con 6 iones H+ y 10 moléculas de OH−. ¿Qué debo agregar y en qué cantidad para neutralizar la solución? OH− H + H + H + OH− H + H + OH− H + OH− OH− H + • Debo agregar 4 protones. OH− H + H + OH− H + OH− OH− OH−

  41. Ácidos y Bases Reacciones de Neutralización Es decir, debo IGUALAR H+ = OH− para NEUTRALIZAR la solución. En una solución contaremos las moléculas en moles, por lo que igualaremos MOLES: moles H+ = moles OH−

  42. Reacciones de Neutralización • 1. Ácido fuerte y Base fuerte • 2. Ácido fuerte y Base débil • 3. Ácido débil y Base fuerte • 4. Ácido débil y Base débil • Ácido = H+ • Base = OH− • Ácido = H+ • Base ≠ OH− • Necesito Kb • Ácido ≠ H+ • Base = OH− • Necesito Ka • Ácido ≠ H+ • Base ≠ OH− • Necesito Ka y Kb

  43. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Ácido fuerte: Se disocia todo el ácido, por lo tanto la concentración inicial de este corresponde a la H+ en la disolución. Base fuerte: Se disocia toda la base, o bien, toda la base capta H+; por lo tanto la concentración inicial de esta corresponde a la OH− en disolución.

  44. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Ejemplo: Calcula el volumen de una solución 2M NaOH que hay que agregar a 500 mL de una disolución 1 M de HCl. Datos: HCl = 1 M Ácido fuerte  H+ = 1 M VHCl = 500 mL = 0,5 L NaOH = 2 M Base fuerte  OH− = 2 M VNaOH = ? Fórmula: moles H+ = moles OH−

  45. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: 1 mol en 1 L X mol en 0,5 L X = 0,5 moles de H+ H+ = 1 M VHCl= 0,5 L Necesito 0,5 moles de OH− 2 mol en 1 L 0,5 mol en X L X = 0,25 L de NaOH OH− = 2 M VNaOH = 0,25 L = 250 mL

  46. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Calcula la cantidad de moles de NaOH que hay que agregar a 500 mL de una disolución 1 M de HCl. Datos: HCl = 1 M Ácido fuerte  H+ = 1 M VHCl = 500 mL = 0,5 L VNaOH = 250 mL Moles de NaOH = ? Base fuerte Fórmula: moles H+ = moles OH−

  47. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Calcula la cantidad de moles de NaOH que hay que agregar a 500 mL de una disolución 1 M de HCl. 1 mol en 1 L X mol en 0,5 L X = 0,5 moles de H+ H+ = 1 M VHCl= 0,5 L Necesito 0,5 moles de OH− 2 mol en 1 L 0,5 mol en X L X = 0,25 moles de OH− OH− = 2 M

  48. Ácidos y Bases 1. ÁCIDO Y BASE FUERTES: Ahora tú: Averigua la concentración de HClO4 que se agregó a una solución 0,35 M de LiOH, si se mezclaron 300 mL de la primera solución con 250 mL de la segunda para lograr la neutralización. HClO4 = 0,42 M

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