12 acidos, bases y electrolitos

LICDA . V IVIAN MARGARITA SÁNCHEZ GARRIDO2013

UNIVERSIDAD DE SAN

CARLOS DE GUATEMALA

FACULTAD DE CIENCIAS MEDICAS

ACIDOS Y BASES

Leer pág 195 a 198 y 281 a 302

Timberlake, Karen. Química. Una Introducción a la química general, orgánica y biológica. Decima edición. Pearson Educación, S.A. 2011

Teorías de Acidos y Bases

Teorías de Acidos y Bases

TEORIA ARRHENIUS BRONSTED-LOWRY

LEWIS

ACIDOSustancia que libera hidrógeno (H+) en agua.

Sustancia donador de protones (H+), pues dona un ión hidrógeno H+

Sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico

BASESustancia que libera hidroxido (OH-) en agua.

Sustancia receptor de protones (H+), pues acepta un ión hidrógeno H+

Sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico

Características

CARACTERISTICAS SEGUN ARRHENIUS

ACIDOS BASES

SABORAgrio si se diluyen lo suficiente para poder probarse.

Amargo

COLOR DEL PAPEL TORNASOL

Cambia de azul a rojo.

Cambia de rojo a azul.

REACCIONAN CON ACIDO/BASE

Se neutralizan, forman agua y sal

Se neutralizan, forman agua y sal

OTRAReaccionan con Mg+2, Zn+1 y Fe+2, produciendo H2 (g)

Al tacto es Resbaloso o jabonoso.

Definición según Arrhenius

ACIDOS

liberan iones hidrógeno (H+) en agua.

H2OH+ + Cl-HCl

H2ONa+ + OH-NaOH

BASES

liberan iones hidróxilo (OH-) en agua.

Ion Hidronio

El ión H+ producido por un ácido en el agua, no existe como tal en el agua. Este se une a una molécula de agua:

H2O + H+ → H3O+

Agua + proton → ion Hidronio

Estructura de Lewis:

H

H : O : H+::

Acidos Monopróticos Libera un ión hidrógeno (protón) por unidad fórmula.HNO3 → H+ + NO3

-

Acidos DipróticosLibera dos protones por unidad fórmula.H2SO4 → 2 H+ + SO4

-2

Acidos TripróticosLibera tres protones por unidad fórmula.H3PO4 → 3 H+ + PO4

-3

Tipos de Acidos

Acidos Carboxílicos

No todos los hidrógenos en un compuesto son ácidos.

En el ácido acético, solo el hidrógeno que esta unido al grupo carboxílico es ácido:

H3C C

O

OHHidrógenos no ácidos

H3C C

O

O-

Ion acetato

+ H+

Ion hidrógeno

Grupo Carboxilo

Hidrógeno ácido

H2O

Ácidos fuertes y débiles

ACIDO FUERTE

En agua, las moléculas de un ácido fuerte se disocian en iones en un 100%.

H2O

HCl → H+ + Cl-

Acidos fuertes y débiles

ACIDO DEBIL

En agua, solo unas pocas moléculas de un ácido débil se disocian, por tanto, en el equilibrio esta parcialmente ionizado.

La mayoría de los ácidos débiles permanecen como molécula, sin disociarse.

H2O

HC2H3O2 H⇌ + + C2H3O2-

ACIDOS FUERTES Y DEBILES

En una solución de HCl, el ácido fuerte HCl se disocia en iones en un 100%.

Una solución del ácido débil HC2H3O2 contiene mayormente moléculas y pocos iones.

Bases fuertes y débiles

BASE FUERTE

En agua, las moléculas de una base fuerte se disocian en iones en un 100%. H2O

NaOH → Na+ + OH-

BASE DEBIL

En agua, solo unas pocas moléculas de base débil se disocian, por tanto, en el equilibrio esta parcialmente ionizado.

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

¿Qué son los ELECTROLITOS?

Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que

contiene iones libres, los que se comportan como un medio

conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten

en iones en solución, los electrólitos también son conocidos

como soluciones iónicas, pero también son posibles

electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.

ELECTROLITOS en salud

Los electrólitos son minerales presentes en la sangre y otros líquidos corporales que llevan una carga eléctrica.

Los electrólitos afectan la cantidad de agua en el cuerpo, la acidez de la sangre (el pH), la actividad muscular y otros procesos importantes. Usted pierde electrolitos cuando suda y debe reponerlos tomando líquidos.

Los electrólitos comunes abarcan: Calcio Cloruro Magnesio Fósforo Potasio Sodio

Los electrólitos pueden ser ácidos, bases y sales.

Electrolitos fuertes

Los electrolitos fuertes se ionizan por completo en solución acuosa.ácidos fuertesbases fuertes y sales.

H2O

NaCl → Na+ + Cl-

Electrolitos débiles

Los electrolitos débiles se ionizan de forma incompleta en solución acuosa ácidos débiles y bases débiles.

H2O

HF ⇌ H+ + F-

No electrolitos

Los NO electrolitos NO se ionizan en solución acuosa

Compuestos covalentes/moléculas

H2O

C12H22O11 (s) → C12H22O11 (ac)

Sucrosa Solución de moléculas de sucrosa

Ejemplos de electrolitos

ACIDOS FUERTES ACIDOS DEBILES

NOMBRE FORMULA

NOMBRE FORMULA

Acido clorhídrico HCl Acido fosfórico H3PO4

Acido bromhídrico

HBr Acido acético CH3COOH

Acido yodhídrico HI Acido carbónico

H2CO3

Acido sulfúrico H2SO4 Acido cítrico C3H5(COOH)3

Acido nítrico HNO3 Acido láctico CH3CHOHCOOH

Acido perclórico HClO4 Acido bórico H3BO3

Acido cianhídrico

HCN

Fuente: Tabla 16.1, Burns

Ejemplos de electrolitos

BASES FUERTES BASES DEBILES

NOMBRE FORMULA NOMBRE FORMULA

Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de Magnesio

Mg(OH)2

Hidróxido de potasio

KOH Amoniaco acuoso NH3 (ac)

Hidróxido de calcio Ca(OH)2Hidróxidos de metales de transición

Muy baja solubilidad en agua

Fuente: Tabla 16.2, Burns

Reacción de Acidos y Bases: NEUTRALIZACION (formación de una sal)

HCl (ac) + NaOH H2O + NaCl (ac)

ACIDO + BASE AGUA + SAL

H3PO4 + KOH H2O + K3PO4

Definición según Bronsted-Lowry

Acido : dona protones (H+)

Base : acepta protones (H+)

Par conjugado acido-base de Bronsted-Lowry

Par conjugado acido-base

HCl + H2O → H3O+ (ac) + Cl-

Acido más fuerte Base más fuerte Acido más débil Base más débil



NH3 (g) + H2O (l) → NH4+ (ac) + OH-

Base más fuerte Acido más fuerte Acido más débil Base más débil


Par conjugado acido-base de Bronsted-Lowry

Agua: anfiprótica

“Característica del agua, esta puede ganar o perder un protón.”

Según Bronsted-Lowry, puede actuar como ácido o base.

Acidos de Bronsted-Lowry y sus bases conjugadas

ACIDO BASE

NOMBRE FORMULA NOMBRE FORMULA

Acido perclórico

HClO4Ion Perclorato ClO4

-

Acido sulfúrico H2SO4Ion sulfato ácido HSO4

-

Acido clorhídrico

HCl Ion cloruro Cl-

Acido nítrico HNO3Ion nitrato NO3

-

Ion Hidronio H3O+ Agua H2O

Acido sulfuroso H2SO3Ion sulfito ácido HSO3

-

Acido fosfórico H3PO4Ion fosfato diácido

H2PO4-

Acido acético CH3COOH Ion acetato CH3COO-

Acido carbónico

H2CO3Ion carbonato ácido

HCO3-

Ion amonio NH4+ Amoniaco NH3

Agua H2O Ion hidróxido OH-

Amoniaco NH3Ion amida NH2

-

Fuente: Tabla 16.3 Burns

Aci

do

s m

ás d

ébil

es

A

cid

os

más

fu

erte

s B

ases más d

ébiles B

ases más fu

ertes

Definición según Lewis

Acido: acepta (y comparte) par de electrónico

Base: dona (y comparte) par de electrónico

Definición según Lewis

::F

F : B

F

::H

: N : H

H

::F

F : B

F

::H

: N : H

H

+

Fluoruro de boroACIDO

AmoniacoBASE

Autoionización del Agua

H2O + H2O H3O+ + OH-

Acido Base Acido Base

En el agua,

• H+ se transfiere de una molécula de H2O a otra.

• una molécula de agua actúa como ácido, mientras la otra actúa como base.

El agua pura es neutra

En agua pura,

la ionización de las moléculas del agua producen pequeñas pero iguales cantidades de iones H3O+ y OH-

las concentraciones molares son:

[H3O+] = 1.0 107

M

[OH−] = 1.0 107 M

Constante del producto iónico del agua, Kw

La constante de ionización del agua, Kw,

es el producto de las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo. Kw = [H3O+] [OH]

se pueden obtener de las concentraciones del agua puraKw = [H3O+] [OH]

Kw = [1.0 107 M] [1.0 107 M]

Kw = 1.0 1014

pH: “pouvoir hidrogene” “poder de hidrógeno”

La escala de acidez, expresa las concentraciones de iones hidrógeno en forma no exponencial, del 0 al 14.

Escala de pH de acidez y basicidad

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

11

12

13

14

1 0.1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pH

[H+]

Aumenta la acidez Neutro Aumenta la basicidad

pH y pOH

pH de algunas soluciones comunes

SOLUCION pH

Jugo gástrico 1.0

0.1 M HCl 1.0

Jugo de limón 2.3

Vinagre 2.8

Café negro 5.0

Leche 6.6

Agua pura (25ºC) 7.0

Sangre 7.4

Amoniaco (limpiador de vidrios)

11.0

1 M NaOH 14.0

Fórmulas para calcular pH y pOH

pH = -log [H+]

pOH = -log [OH-]

pH + pOH = 14

pH y pOH - Ejercicios

¿Cual es el pH de la orina si tiene una [H+] = 1 x 10-6?

pH y pOH - respuesta

pH = - log [H+]

pH = - log 1x10-6 = 6


¿Cual es el pH de la sangre si tiene una [OH-] = 2.5 x 10 -7?


pOH = - log [OH-] = - log 2.5 x10-7 = 6.60

pH = 14 – 6.60 = 7.4

Fórmulas para calcular [H+] y [OH-]

[H+] = Antilog -pH

[OH-] = Antilog -pOH

[H+] [OH-] = 1 x 10-14 M


¿Cual es la [H+] del jugo gástrico si tiene un pH=1.20?


[H+] = Antilog –pH

[H+] = Antilog -1.20 = 6.3 x 10-2 M


¿Cual es la [OH-] de la saliva si tiene una [H+] = 6.31x 10 -7?


[H+] [OH-] = 1x10-14

[OH-] = 1x10-14 = 1.58x10-8 M

6.31x10-7

Constante de ionización de Ácidos y bases débiles

Ejemplo:

Acido débil (Ki ó Ka): HCOOH

HCOOH HCOO- + H+

Ka = [ H+ ] [ HCOO- ] [HCOOH ]

Constante de ionización de Ácidos y bases débiles

Ejemplo:

Base débil (Ki ó Kb): NH4OH

NH4OH NH4+ + OH-

Kb = [NH4+ ] [ OH- ]

[NH4OH]

FORMULAS Constante de ionización de Acidos y bases débiles

Ki = ___[ x ]2_____ [sustancia]

donde [x] es la concentración de los iones y es la misma para ambos iones

% i = ____[x]_____ x 100 [sustancia]

donde % i es porcentaje de ionización

Ka, Kb, Ki - Ejercicios

Calcule la Ka para una solución de CH3COOH (ácido acético), 0.25 M ionizada un 3.8% y calcule el pH de esta solución.

Ka, Kb, Ki - respuesta

CH3COOH CH3COO- + H+ 0.25 M x M x M 100% 3.8% 3.8%

NOTA: las concentraciones de los iones son idénticas


Primero, se encuentra la concentración de los iones [CH3COO-] y [H+]:

3.8% x 0.25 M = 9.5 x 10-3 M 100%


Segundo, se tienen todas las concentraciones para calcular Ka:

Ka = [CH3COO-][H+] = (9.5x10-3 M)2 = 3.61 x 10-4

[CH3COOH] 0.25 M


Tercero, ahora se puede calcular el pH pues se conoce la [H+] = 9.5x10-3 M:

pH = -log [H+]

pH = -log 9.5 x 10-3 M = 2.02

Ka, Kb, Ki - Ejercicios

Escriba la constante de ionización y calcule el % de ionización para una solución de HCOOH (ácido fórmico), 1M, con una

Ka = 3.8 x 10-5 . Calcule el pH de esta solución


HCOOH HCOO- + H+ 1 M x M x M 100% x % x %

NOTA: las concentraciones de los iones son idénticas


Ka = [HCOO-][H+] 3.8 x 10-5= [x M] 2 [HCOOH] [1M]

[x M] 2 = (3.8 x 10-5 x 1 M) [x M] = 6.16 x 10-3 M


% ionización = 6.16 x10-3 M x 100 = 0.62% 1M


Ahora calcule el pH pues se conoce la [H+] = 6.16x10-3 M:

pH = -log [H+]

pH = -log 6.16 x 10-3 M = 2.21

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