SEMANA 12

ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS

CARACTERÌSTICAS EN SOLUCIÒN ACUOSA:

ACIDOS BASES

Tienen sabor agrio.

(acidus del latìn)

Tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto.

Cambian el papel de tornasol del color azùl a rojo

Cambian el papel de tornasol del color rojo a azùl.

Reaccionan con bases para producir sal y agua.

(Neutralización)

Reaccionan con ácidos para producir sal y agua.

(Neutralización)

Reaccionan con metales liberando hidrógeno.

ACIDO BASICO

Svante Arrhenius, (1859-1927), ACIDO: sustancia que produce iones hidrogeno (H+),al disociarse en agua.Ejemplos

HCl ,H2SO4,HNO3, que al disolverse en agua se disocian o ionizan en la forma:

HCl Cl- (ac) + H+ (ac)

Teoría de Arrhenius

H2O

Para Arrhenius las bases son: compuestos iónicos que se disocian en cationes e iones hidroxilo (OH) al disolverse en agua.Ejemplos de bases: son todos los hidróxidos de metales (en particular los de los metales alcalinos y alcalinotérreos), que al disolverse en agua se disocian en la forma:

KOH K + (ac) + OH- (ac)

 

H2O

En ésta teoría (Arrhenius) se comprende la capacidad de ácidos y bases de neutralizar sus propiedades características entre si y esto es:

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

Lo anterior explica la desaparición de los iones H H++ y OHy OH--,que se combinan para formar moléculas de agua.Cl- (ac) + H+ (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac) H2O + Cl- (ac) + Na+ (ac)

Teoría de Brönsted y LowryEs una definición más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos:

Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base).

Base es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

Las reacciones ácido-base según esta definición son reacciones de transferencia de protones. Representación general: 

AH + B ↔ BH+ + A- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1

    Las especies de cada pareja, AH/A- y BH+/B, que toman parte en toda reacción ácido-base, reciben el nombre de pares ácido-base conjugados.

Para Lewis son bases las sustancias que tienen un par de electrones no compartidos que pueden ceder con mayor o menor facilidad; ácidos los que pueden aceptar un par de electrones. ejemplo: H3N:

Teoría de Lewis

La reacción de neutralizaciónreacción de neutralización consiste en que el PAR de electrones de la partícula básica es aceptado por la partícula ácida, formándose un enlace covalente, y da lugar a compuestos de tipo salino.

Son tres teorías que explican las reacciones ácido-base, pero no se contradicen mutuamente, sino que cada una expande a la anterior y adopta una perspectiva más amplia.

ACIDOS : FUERTES Y DÈBILES

ACIDOS FUERTESACIDOS FUERTES ACIDOS DÈBILESACIDOS DÈBILES•Se ionizan totalmente en agua.•Su ionizaciòn es irreversible.•Pueden ser mono, di ò poliproticos.•Ejemplos HCl, H2SO4

HNO3,HBr, HI

•Se ionizan poco en agua.•Tienen una ionizaciòn reversible.•Poseen una constante de ionizaciòn (Ka).•Ejemplos: CH 3COOH,

H 3BO3 , H2 CO 3

BASES FUERTES Y DÈBILES

BASES FUERTES BASES DÈBILES

• Se ionizan totalmente en agua.•Poseen una ionizaciòn irreversible.•Ejemplos NaOH, KOH

•Se ionizan parcialmente en agua.• Su ionizaciòn es reversible.•Tienen una constante de ionizaciòn (Kb)

•Ejemplos: NH3 ,Mg (OH)2

IONIZACIÓN:

Proceso mediante el cuál una sustancia al entrar en contacto con el agua, se disocia en sus iones respectivos. La ionización puede ser reversible o irreversible.

CH3COOH CH⇄ 3COO- + H+

NaCl → Na+ + Cl-

ELECTROLITOSUn electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones y por lo tanto conduce la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.

Electrolito fuerte :Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible y conduce la electricidad fuertemente. por ejemplo: KOHHCl

Electrolito débil :Es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcialmente. Se disocia en pequeño porcentaje, con reacciones de tipo reversible y conduce levemente la electricidad. Por ejemplo:

No electrolito:Sustancias que no conducen la electricidad.Ej. Alcohol, aceite.

El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad ; en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles . Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones , aunque en concentraciones extremadamente pequeñas.Por lo que el agua es un electrolito débil y puede actuar como ácido y como base(anfótera), cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.auto-ionización.

  H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

ácido1 base2 ácido2 base1

La ecuación representa el concepto de Bronsted-Lowry de una molécula de agua que actúa como ácido , dona un protón a otra molécula de agua, que actúa como base. El agua está en equilibrio con iones hidronio e iones hidroxilo, pero el equilibrio está desplazado a la izquierda.

La concentración de iones Hidronio en el agua pura a 25ºC es 1.0 x 10-7 y la concentración de Hidroxilo en el agua a 25ºC también es 1.0 x 10-7

  Una solución en la que las concentraciones de H3O+ y OH− sean iguales es una solución neutra. El agua pura es neutra. Al presentarse impurezas, éstas pueden afectar a las concentraciones de iones y por lo tanto el agua ya no sería neutra.

[ H[ H++ ] = ] = [OH[OH--] ]

La constante de equilibrio sería:  

Keq = [H3O+][OH-] [H2O] [H2O]  

Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , ésta se puede eliminar en la constante de equilibrio.  

KKww = [H3O+][OH-] = 1.0x10 –14 (a 25 ºC)

  Esta constante ,KwKw, se llama:

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUAPRODUCTO IÓNICO DEL AGUA.

 

  A 25º C, en mol/litro

  Neutra  

  [H+] = [OH-] = 10-7

  Ácida  

  [H+] > 10-7 [OH-] < 10-7

  Básica  

  [H+] < 10-7 [OH-] > 10-7

 

pHpH

pH=pH= El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.  pH = - log [H+]   Se debe tomar en cuenta que , debido al cambio de signo en el logaritmo , la escala de pH va en sentido contrario al de la concentración de iones H+ , es decir, que el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye [H+] , o sea la acidez.

Para poder expresar las concentraciones de soluciones ácidas o básicas mediante números sencillos , se utiliza el número del exponente para expresar la acidez. La escala de acidez de Sörensen se conoció más tarde como la escala de pH, del francés pouvoir hydrogène”poder del hidrógeno”[ H[ H++ ] = ] = 1X 10- 8 pH = pH = 8

pOH

De la misma forma que el pH, se define también el pOH como el logaritmo decimal negativo, de la concentración de iones OH-.

pOH = -log [OH-] Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se cumple:

pH + pOH = 14

DISOLUCIÓN pH [H3O+] [OH-]

   

Básica

14 13 12 11 10 9 8

10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8

100 = 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6

Neutra 7 10-7 10-7

       

Ácida

6 5 4 3 2 1 0

10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0

10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13

Cálculos de pH y pOH para ácidos y bases fuertes.1.¿Cuál es el pH de una solución que tiene una [H+] de 3.8 x 10-3 M ?

pH = - log [H+]pH = - log [3.8 x 10-3]pH = - (-2.42) = 2.42

R/ pH 2.42

2.Cuál es la [H+] del jugo de limón, cuyo pH es de 2.5?pH = - log [H+]2.5 = -log [ H+ ] (para cambiar signo se multiplica por -1)-2.5 = log [H+ ]Antilog -2.5 = [H+ ]3.16x10-3 = [ H +]

R/ 3.16x10-3

3. ¿Cuál es el pOH de una solución que presenta un pH de 3.33? pH + pOH = 14pOH = 14 – pHpOH = 14 – 3.33 = 10.67R/ pOH= 10.674. Una solución tiene una [H+] de 0.027M ¿Cuál es la [OH-]? KKww = [H3O+][OH-] KKww = 1 x 10-14 1 x 10-14 = [0.027][OH-] [OH-] = 1 x 10-14 = 3.70 X 10 -13 M [0.027]R/ 3.70 X 10 -13 M

ACIDOS Y BASES DÉBILES

Acidos débiles:Tienen una constante de ionización (Ka), la cual se puede calcular asi:CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

Ka= [H+] [CH 3COO- ] [CH 3COOH ]

Bases débiles:Su constante de ionización (Kb ), se puede calcular asi: NH3 + H2O NH⇄ 4

+ + OH-

Kb = [ NH4+] [ OH -]

[NH3]

Porcentaje de Ionización:Para ácidos: % de ionización = [H+] x 100

[ácido]

Para bases:% de Ionización = [OH-] x 100

[base ]

Ejercicios:% de ionización = [H+] x 100 [ácido] X . XKa= [H+] [CH 3COO- ] [CH 3COOH 1.8x10-5 = X2 X = √9x 10-6

[0.5 ] X = 3 x 10-3 = [H+]

% = [H+] x 100 [ácido]% = [3x10-3] x 100 = 0.6% [0.5]2. Calcule el pH, pOH y Ka de una solución de ácido acético 0.02M, si se ioniza en un 3%.CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

(6x10-4)2

Ka = [H+] [CH 3COO- ] (3% de 0.02)

[CH 3COOH ]0.02M

Ka = 1.8 x10-5

3

pH = - log [H+ ]pH = - log [6 x 10-4 ]pH = 3.22

pOH = -log [OH ] o pH + pOH = 14

pOH = 14 – 3.22 = 10.77

Nota: proceder de la misma forma con las bases.

3. Calcule la Kb , pH, y pOH para una solución de NH3 0.08 M ionizada 1.5 %.R/Kb = 1.8 x10-5 pOH = 2.92pH = 11.07