acidos y bases dionila andias. existen algunos compuestos químicos que tienen algunas...
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ACIDOS Y BASESDionila Andias
Existen algunos compuestos químicos que tienen algunas características comunes.
Y según esas características fueron clasificados.
Dentro de estos compuestos están los ácidos y las bases o álcalis.
Introducción
Los ácidos tienen en común:Tienen un sabor ácido.Reaccionan con algunos metales
desprendiendo hidrógeno.Colorean el tornasol de color rojo.
Las bases tienen en común:Tienen un sabor amargo.Al tacto son jabonosas.Colorean el tornasol de color azul.Reaccionan con las grasas
Introducción
Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua.
Ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Introducción
TEORÍAS ÁCIDO-BASES
Teoría de Arrhenius
Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente:
Un ácido es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+)
HCl + H2O → H+ + Cl- Una base es una sustancia que en
solución acuosa se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-)
NaOH + H2O → Na+ + OH-
Teoría de Arrhenius
La reacción de neutralización entre ambas especies produce una sal y agua.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Teoría de Arrhenius
Teoría de Bronsted-Lowry
En pocas palabras, para Bronsted-Lowry:
Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar hidrógeno (H+)
HCl → H+ + Cl- Una base es una sustancia que en
solución es capaz de captar hidrógeno (H+)
NH3 + H+ → NH4+
Teoría de Bronsted-Lowry
En su teoría se incorpora el concepto de par conjugado ácido base, en donde hay una competencia por los protones que se da de la siguiente forma:Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido 2.
Teoría de Bronsted-Lowry
En su forma general, para las bases se da:
A- + H2O ↔ HA + OH-
En donde vemos que:
Teoría de Bronsted-Lowry
Base
Ácido
Ácido conjugado
Baseconjugada
Teoría de Lewis
Lewis definió los ácidos y las bases de la siguiente forma:
Ácido: es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios pares de electrones.
Base: es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares de electrones.
Teoría de Lewis
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EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–
Kc = —————— H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
conocido como “producto iónico del agua”
[ ]× [ ] -w 3K H O OH
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CONCEPTO DE PH. El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura: ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:
pH = – log 10–7 = 7
3pH log [H O ]
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TIPOS DE DISOLUCIONES
Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
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GRÁFICA DE PH EN SUSTANCIAS COMUNES
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limónCerve
za
LecheSangr
e
Agua mar Amoniac
oAgua destilada
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CONCEPTO DE POH. A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
EJEMPLO: EL PH DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA ES 12,6. ¿CUAL SERÁ LA OH– Y EL POH A LA TEMPERATURA DE 25ºC?
pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
entonces: KW 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M
pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 =
14
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ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES Electrolitos fuertes: ()
Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente
Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–
ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil
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FUERZA DE ÁCIDOS (CONT.).
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES (PK)
Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o
pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
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EJERCICIOS DETERMINAR EL PH Y EL POH DE UNA DISOLUCIÓN 0,2 M DE NH3 SABIENDO QUE KB (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Conteste razonadamente a las siguientes preguntas:
a) ¿cuál es el orden de mayor a menor basicidad de las bases conjugadas de los ácidos: HNO3. HClO, HF y HCN?
b) ¿cuál es el orden de mayor a menor acidez de los ácidos conjugados de las bases: NO2- , NaOH, NH3 y CH3COO‐
Datos: Ka (HClO) = 10‐7 ; Ka (HF) = 10‐3 ; Ka (HCN) = 10‐9 ; Ka (NH4+) = 10‐9 ; Ka (CH3COOH) = 10‐5 ; Ka (HNO2) = 10‐3
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Un acido y una base reaccionan para formar agua
Esta reacción se llama de Neutralización.La relación de acido base y agua es 1:1:1 H+ + OH- H2OEjemplo: HCl + NaOH H2O + NaCl H2SO4 + 2 KOH 2H2O + K2SO4 2 HI + Ca(OH)2 2H2O + CaI2
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Complete y ajuste las siguientes ecuaciones ácido base y nombre todos los compuestos:
a) HNO3 + Mg(OH)2 → b) NH3 + H2SO4 → c) H2CO3 + NaOH → d) CH3COOH + KOH→
INDICADORES Y VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
Indicadores
Volumetrías ácido-base
Se utilizan en
Calcular [ácido] o [base]
1. INDICADORES
Características•Ácidos o bases débiles
•Varían su color al variar el pH: VIRAJE
cambia [H+]
Indicador se ioniza al disolverse en H20
Ejemplo: Indicador = Ácido débil
HIn Inˉ + H+
Color 1 Color 2
Kind = —————[Inˉ][H+]
[HIn]
1. INDICADORES
Kind = —————[Inˉ][H+]
[HIn]
HIn Inˉ + H+
Color 1 Color 2
Ácido débil
•Si añadimos BASE:
↑[OHˉ] se forma H2O ↓[H+] Kind = cte ↓[InH] y ↑[Inˉ ]
HIn = Color 1
Inˉ = Color 2
Color 2•Si añadimos ÁCIDO:
↑[H+] Kind = cte ↑[HIn] Color 1
↑pH
↓pH
1. INDICADORESEJEMPLOS Fenolftaleína
Ds ácida o neutra Ds básica
Incoloro Rosa
pH = 9
IndicadorColor
Medio ÁCIDOColor
Medio BÁSICOpH VIRAJE
Amarillo de metilo Rojo Amarillo 4
Tornasol Rojo Azul 6.8
Anaranjado de metilo
Rojo Amarillo naranja 4
Fenolftaleína Incoloro Rosa 9
Papel indicador
2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
Características
•Métodos indirectos
•Se usan para determinar la [ ] de un ácido o base en disolución
Ejemplo: Queremos conocer la [ ] de la ds de HCl
HCl[ ] = ¿?
NaOH[ ] = Conocida
NEUTRALIZACIÓN
NaOH + HCl → NaCl + H2O
pH = 7
¿Qué necesitamos para saber cuándo ha terminado la neutralización?
INDICADOR
Simulación
Tornasol
2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
Ácido y Base reaccionan equivalente a equivalente
NEUTRALIZACIÓN
nº eqbase = nº eqácido
Nbase.Vbase = Nácido.Vácido
pH < 7 pH = ↑ pH = 7 pH > 7
ácido básico
[H+] >> 10-7M
[H+] > 10-
7M[H+] = 10-
7M[H+] < 10-
7M[OHˉ ] > 10-
7M
Paso 1 Paso 2 Paso 3 Paso 4
Cambio de colorViraje: Neutralización
HCl
2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
nº eqbase = nº eqácido
Nbase.Vbase = Nácido.Vácido
NEUTRALIZACIÓN
•Ejercicio: Calcular la concentración de 50 mL de una disolución de HCl, si hemos necesitado 25 mL de una disolución de NaOH 0,4 N, para que el indicador cambie de color.
Nácido.Vácido = Nbase.Vbase
Nácido = —————Nbase.Vbase
Vácido
Nácido = ————— N = 0,2 N0,4 . 25
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2. VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASEEJERCICIOS
1. La neutralización de 85 cm3 de una disolución 0,2 N de Ca(OH)2 requiere 95 cm3 de un determinado ácido. Calcular la normalidad del ácido. ¿Cuántos gramos de base había? Masas atómicas: Ca = 40; O = 16; H = 1.
2. Se disuelven 2 g de hidróxido de sodio en 200 mL. Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución anterior. Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.
3. a) ¿Qué volumen de una disolución 0,1 M de ácido acético se necesitará para neutralizar 50 mL de una disolución 0,05 M de hidróxido potásico?. b) Escriba la reacción de neutralización. c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoración anterior.
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