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ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS. Semana Número 12 Nota: diapositivas con imágenes finamente proporcionadas por la Licda: Lilian Guzmán Melgar. ACIDOS Y BASES. ACIDO. BASE. Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios, jabón.

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ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS

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  1. ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS Semana Número 12 Nota: diapositivas conimágenes finamenteproporcionadas por la Licda: Lilian Guzmán Melgar

  2. ACIDOS Y BASES ACIDO BASE Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios, jabón. Tiene sabor agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Su nombre vienedel latin acidus = agrio Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas gaseosas

  3. Definiciones : ARRHENIUS ACIDO :Sustancia que produce iones hidrogeno (H+) cuando se disocia, en agua. El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión Hidronio (H3O+) .H+ + H2O→ H3O+ Ej : HCl , HNO3 ,, H2SO4 , H2CO3 HCl + H2O → H 3O+(ac) + Cl - (ac) HCl + H2O  H+ + Cl - BASE Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2 NaOH + H2O → Na+ + OH-

  4. Definiciones :BRONSTED-LOWRY ACIDO:Sustancia que dona un protón , (ion H+)a otra sustancia. BASE: Sustancia que acepta un protón HCl + NH3 → NH4+ + Cl- ACIDO BASE Note el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta

  5. LEWIS ACIDO :Sustancia que puede aceptar un par de electrones. BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones. En el ejemplo de abajo, el NH3 es la base porque aporta el par de electrones y el BF3 es él ácido por que los acepta acido Base acido

  6. Tabla comparativa de las diferentes definiciones de ácido y base.

  7. IONIZACION Proceso mediante el cual una sustancia se disocia en sus iones respectivos. La ionización puede ser reversible ó irreversible Ejemplo ( ácidos, bases y sales) : HCl → H+ + Cl- KOH → K + + OH- CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ NH3⇄ NH4+ + OH- CaCl2  Ca +2 + 2 Cl -

  8. ELECTROLITOS Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad.

  9. Visualización de electrolitos, a través de introducir un aparato en el cual se enciende una bombilla al conducir la electricidad FUERTES DEBILES

  10. NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido, en solución o fundidos NO conducen la electricidad. ( En éste caso no se enciende la bombilla) Ej : Aceite • Alcohol • Gasolina • Azúcar azúcar azúcar azúcar azúcar

  11. IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en forma pura, debido a que se ioniza muy poco. H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH- A 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y tiene el siguiente valor.

  12. Constante de Producto Iónico del agua (Kw) Kw = [H+] [OH-] Kw = [1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7] Kw = 1.0 x10 -14 KH2O = 1.0 x10 -14

  13. ¿Cómo influye la adición de un ácido (H+)y de una base ( OH-) al agua o soluciones acuosas, en las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ?

  14. En soluciones Acidas: [H+] >1.0x10 -7 En soluciones Alcalinas:[H+] < 1.0x10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7 Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ?. Se usa Kw y se despeja [H+] Kw  [H+] [OH-] = 1 x 10 -14  [ H + ] = 1x 10 -14 / [ OH - ] [ H + ] = 1 x 10 -14 / 10 x 10 -5  [ H + ] = 1 x 10 -9

  15. ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS FUERTES: Son aquellos que se ionizan totalmente en agua(100%) . Tiene una ionización irreversible. Ejemplo :

  16. ÁCIDOS DÉBILES • Se ionizan en pequeña proporción. • Tienen una ionización reversible • Poseen una constante de ionización (Ka) HC2H3O2⇄ H+ + C2H3O2- Ka= [H+] [C2H3O2-] [HC2H3O2]

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

  18. BASE DEBIL • Se ionizan parcialmente en agua • Tienen una ionización reversible • Poseen una constante de ionización (Kb). NH4OH ⇄ NH4+ + OH- Kb = [ NH4+] [OH-] [NH4OH]

  19. pH El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+] en una solución. Y se calcula: Ejemplo Calcule el pH de una solución que posee [ H + ] =0. 00065 pH = -log 6.5 x 10 – 4 = 3.18

  20. El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7. • Toda solución neutra tiene un pH 7 • Toda solución ácidatiene un pH menor 7 • Toda solución básica tiene un pH mayor 7 NEUTRO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 MAS BASICO MAS ACIDO

  21. pH de algunas sustancias

  22. pOH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución: pH + pOH = 14 pH = 14-pOH y pOH = 14-pH Eiemplo, si el pH de una solución es 3.2. Cual es el valor de el pOH.? Resp: pH + pOH = 14  pOH = 14 – pH pOH = 14 – 3.2 = 10.8 Ej: Si [OH-] en una solución es 0.05, cuál será el valor del pOH. Resp: pOH = -log [ OH-]  pOH = -log 0.05 = 1.30

  23. Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH • Use las siguientes fórmulas: • [H+] = 10 – pH y[OH -] = 10 - pOH • Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7. • Resp: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = 0.000199 ó sea [H +] =1.99 x 10 -4 • Ej. Calcule [OH -] si el pOH de unasolución es 2.8 • Resp: [OH - ] = 10 -pOH = 10 -2.8 = 0.00158 • = 1.58 x 10 -3

  24. Procedimiento para calcular pH de ácidos fuertes Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos monopróticos ( los que poseen un solo hidrógeno : HCl , HNO3, etc ), se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [ H + ] es igual a la concentración molar del ácido. • EJ # 1 : cual es el pH de una solución de HCl 0.066 M • Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ] • Resp: pH = - log [H + ]  pH = - log 0.066 • pH = 1.18 • Ej: Calcule el pH de una solución de HNO3 0.0035 M

  25. Procedimiento para calcular el pH de bases fuertes • La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes , se ionizan casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la Molaridad de la base. • Ej: Calcule el pH de una solución de NaOH 0.024 M • Considere que [OH -] es igual a la [ NaOH ]  [ OH -] = 0.024 • Resuelva,calculando pOH = -log 0.024 = 1.62, ahora aplique • pH + pOH = 14  pH = 14 – pOH  pH = 14 – 1.62  pH = 12.38 . • También puede resolverlo aplicandoK w = [ H + ] [ OH -] = 1.0 x 10 –14,despejar [ H +] [H +] = 1x 10 -14 / [OH]  [ H + ] = 1x 10-14 /0.024 = 4.16 x 10 -13 • Entonces pH = -log [H +]  pH = – log 4.16 x 10 -13  • pH = 12.38 • Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

  26. Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el pH de las sigs, soluciones: • [H+] = 2.5 x 10 -5 4) pOH = 4.2 • NaOH 0.020 M 5) HCl 0.50 M • [OH-] = 2.0 x10 -8 6) NaOH 0.28M Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con : 7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH = 1.8

  27. Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles. • Considere el siguiente ácido débil. • CH3COOH + H2O *  CH3COO - + H + • Ka = [CH3COO - ] [ H + ] • [ CH3COOH ] • Considere la siguiente base débil • CH3NH2 + H2O *  CH3NH3+ + OH – Kb = [ CH3NH3+ ] [ OH -] [ CH3NH2] * Note no se toma en cuenta la [ H2O] en la Ka y Kb, los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.

  28. % de Ionización en ácidos y bases débiles,como éstos se ionizan en pequeño porcentaje, se calcula el % de ionización de la siguiente manera Ácidos : Bases: % de ionización= [H+] x 100 [ácido] % de Ionización = [OH-] x 100 [base ]

  29. Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5. Resolución: CH3COOH CH3COO- + H+ x x Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces Ka =[CH3COO-] [H+]  1.8 x 10-5 = (x)(x)  l.8x10-5 = X2 [CH3COOH ] 0.3 0.3 • X 2 = 1.8 x 10 -5 (0.3)  X =√ 5.4 x 10 -6 x = 2.32 x 10 -3 Como X = [H+]  [H+]= 2.32 x 10 -3 pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63  pH = 2.63. También podemos calcular el % de ionización de la sig. Manera: % ionización = [H+] x100  % ionización = 2.32 x 10 -3 x100 [CH3COOH] 0.3 • = 0.77 %

  30. Ejemplo de cómo calcular Ka y pH a partir de el % de ionización. • Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. • Resolución a- Escriba reacción de ionización del ácido fórmico: • HCOOH  HCOO - + H + • Las concentraciones son • [ HCOOH] = 0.25 ( valor ya dado en el problema) [ HCOO - ] = 6 x 0.25 /100 = 1.5 x 10 - 2 [H+ ] = 6 x 0.25 / 100 = 1.5 x 10 -2 • Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2] • [ HCOOH ] ( 0.25 ) • Ka = 2.25 x 10 – 4 • pH =- log [ H + ] pH = - log 1.5 x 10 - 2 = 1.82

  31. 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-

  32. 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-

  33. Comente “quimica verde pág. 299 “Lluvia ácida” y química y salud pág. 302. “Antiácidos”.

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