Acidos , Bases y Electrolitos

1. Acidos, Bases y Electrolitos Conceptos de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis quimicaeg

2. Teoría de Arrhenius Svante August Arrhenius (Suecia 1859-1927) • Cuando están en solución acuosa : a. Los ácidos liberan iones hidrógeno H+ b. Las bases liberan iones hidroxilo OH- • Los ácidos en solución acuosa: a. Tienen sabor agrio. b. Cambian el color del papel tornasol de azul a rojo. c. Reaccionan con metales activos Mg, Zn y Fe. d. Reaccionan con las bases formando sal y agua. quimicaeg

3. TEORIA DE ARRHENIUS • En solución acuosa las bases: a. Tienen sabor amargo b. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. c. Cambian el color del papel tornasol de rojo al azul. d. Reaccionan con ácidos formando sal y agua. quimicaeg

4. Teoría de Arrhenius • Un ácido es una sustancia que produce iones hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. • En solución acuosa los ácidos pueden ser: a. monopróticos: HCl, HNO3 b. dipróticos: H2SO4, H2S, H2CO3 c. tripróticos: H3PO4, H3AsO4 quimicaeg

5. Tipos de ácidos • Acidos monoprótico • Liberación de un ion Hidrógeno (proton) por unidad de fórmula. • HNO3 H+ + NO3- • Acido dipróticos • Liberación de dos protones por unidad de fórmula. • H2SO4 2H+ + SO42- Acido Tripróticos • Liberación de tres protones por fórmula. • H3PO4 3H+ + PO43- quimicaeg

6. NH3 acuoso se refiere al NH4OH • NH3 + H2O NH4+ + OH- NH4OH amoniaco Ion amonio Hidroxido de amonio Ion hidroxilo Aunque el “hidróxido de amonio se forma en esta reacción,el equilibrio situado a la izquierda de la solución se refiere al “amoniaco acuoso.” quimicaeg

7. Acidos fuertes y débiles • Acidos fuertes : Los que se ionizan por completo en agua. HCl, H2SO4,HNO3 • Acidos débiles: Los que se ionizan en baja proporción en agua. H3PO4,CH3COOH,H2CO3 ác. cítrico quimicaeg

8. Acidos fuertes y débiles • ACIDOS FUERTES • HCIO4 ácido perclórico • HCI ácido clorhídrico • H2SO4 ácido sulfúrico HNO3 ácido nítrico • ACIDOS DÉBILES • H2C O3 ácido carbónico • CH3COOH ácido acético (compuesto orgánico) • HBrO ácido hipobromoso • H2S ácido sulfhídrico quimicaeg

9. Bases fuertes y débiles • Bases fuertes • NaOH hidróxido de sodio (sosa cáustica) • Ca(OH)2 hidróxido de calcio (cal apagada) • KOH hidróxido de potasio (potasa) • Bases débiles • NH2OH hidroxilamina • LiOH hidróxido de litio • NH4OH hidróxido de amonio quimicaeg

10. Ácidos y Bases pH DE ALGUNAS SUSTANCIAS • sustanciapHsustanciapH jugos gástricos 2,0 amoníaco casero 11,5 limones 2,3 leche de magnesia10,5 vinagre 2,9 pasta de dientes 9,9 refrescos 3,0 NaHCO3 sol.8,4 vino 3,5 agua de mar 8,0 naranjas 3,5 huevos frescos 7,8 tomates 4,2 sangre humana 7,4 lluvia ácida 5,6 saliva (al comer) 7,2 orina humana 6.0 agua pura 7,0 leche de vaca 6,4 saliva (reposo) 6,6 quimicaeg

11. Definición de ácido y base de Brφsted-Lowry • Brønsted - Lowry • Acido: donador de protones (H+) • Base: aceptor de protones • HF + H2O H3O+ + F- • acido base a.c. b.c. • base acido b. c. a.c. • NH3+ H2O OH- + NH4+ quimicaeg

12. Brønsted - Lowry • Los productos formados son: • ácido conjugado (a.c.) y base conjugada (a.c.) • Los ácidos y bases de Brønsted – Lowry se llaman par ácido-base conjugado. quimicaeg

13. Fuerzas relativas de algunos ácidos de Bronsted-Lowry y sus bases conjugadas quimicaeg

14. Fuerzas relativas de algunos ácidos de Bronsted-Lowry y sus bases conjugadas quimicaeg

15. Acidos y bases conjugadas • Caso hipotético de reacción entre: • HA + B-A- + HB • En la reacción directa HAactúa como un ácido por donar un protón a la base, B-. • En la reacción inversa, ↔HB actúa como un ácido por donar un protón a la base A-, quimicaeg

16. Acidos y bases conjugados de Bronsted-Lowry • HA y A- son pares ácido-base conjugadas. • B- y HB son pares ácido –base conjugadas. quimicaeg

17. ACIDOS Y BASES DE LEWIS • Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. • Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar ( y compartir ) un par electrónico. quimicaeg

18. ACIDO Y BASE DE LEWISEJEMPLO quimicaeg

19. Continua ácido y base de Lewis • Lewis • Acido: aceptor de par electrónico • Base: donador de par electrónico • Ejemplo: • H H • H-N: + H-Ö: H - N -H + :Ö: H H H H L.B. L.A. • p.e. donador p.e. aceptor quimicaeg

20. ACIDOS INORGÁNICOS quimicaeg

21. ACIDOS ORGÁNICOS quimicaeg

22. Definición de Ionización La ionización: • Es el proceso químico o físico mediante el cual se produceniones, estos son átomos o moléculascargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto a un átomo o molécula neutra. • A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutra se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva. • Hay varias maneras por las que se pueden formar iones de átomos o moléculas. quimicaeg

23. ¿Qué son los electrolitos? • Un electrolitoes una sustancia que se descompone en iones (partículas cargadas de electricidad) cuando se disuelve en los líquidos del cuerpo o el agua, permitiendo que la energía eléctrica pase a través de ellos. • Los electrólitos más conocidos son ácidos, bases y sales, los cuales se ionizan cuando se disuelven en solventes polares como el agua. quimicaeg

24. Electrolitos fuertes y débiles • Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. • Un electrolito fuertees toda sustancia que al disolverse en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. quimicaeg

25. Continúa electrolitos • Un electrolito débiles una sustancia que al disolverse en agua lo hace parcialmente y produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible. • Los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido, son buenos conductores cuando se funden. quimicaeg

26. Ejemplos de electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertes: Ác. sulfúrico Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Electrolitos débiles: Ácido acético Ácido fórmico No electrolitos: Glucosa quimicaeg

27. KiConstante de ionización Ka = constante de ionización de un ácido Ki Kb = Constante de ionización de una base quimicaeg

28. KaConstante de ionización de un ácido débil • Para la reacción del ácido Fórmico: HCOOH COO- + H+ [COO-][H+] Ka = [HCOOH] quimicaeg

29. KbConstante de ionización de una base débil • Para la reacción del amoniaco: NH3 + H2O NH4+ + OH- [NH4+][OH-] Kb = [NH3][H2O] **Hacer ejercicios de Ka y Kb. quimicaeg

30. % de ionización [H+] %a = *100 % de [Acido] Ionización [OH-] %b= * 100 [Base] quimicaeg

31. Ejercicios Ka y Kb% de ionización Calcule el valor de la constante de ionización para cada una de las siguientes sustancias: • Ác. acético 0.1M 2.1 %ionizado • Amoniaco acuoso 0.01M 3.5 % ionizado • Ácido fluorhídrico 0.1M 1.2% ionizado • Calcule el [H+] de HCN 0.04M Keq= 7,25·10-10 • Calcule el [OH-] del NH3 0.02M Keq= 1.8 * 10 -5 • Calcule [H+] de una solución que contiene 0.03M de ác. acético y 0.02M de acetato de Sodio • Calcule el % de ionización de una solución de NH3 0.2M quimicaeg

32. Ionización del agua(Autoionización) • Ecuación química de la ionización del agua: Se puede escribir de dos maneras: • 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac) • Ó bien: • H2O (l) H+ (ac) + OH-(ac) quimicaeg

33. Constante de ionización del aguaKw • La constante de ionización del agua está dada por : Kw • H2O + H2O H3O+ + OH- • 2 H2O H3O+ + OH- • H2O = H+ + OH- [H+][OH-] Keq = [H2O] Keq* [H2O]= 1.0 x 10-14 • Kw = [H+(ac)] [OH-(ac)] • Kw = 1.0 x 10-14 [H+] [OH-] = 1.0x10-14 quimicaeg

34. pH • Kw = [H3O+(aq)][OH-(aq)] • pKw = - logKw = -log{[H3O+(aq)][OH-(aq)]} • -log(1.0x10-14) = -log [H3O+(ac)]+ -log[OH-(ac)] • 14 = pH + pOH; • pH = 14 - pOH • pOH = 14 – pH • Ejercicios quimicaeg

35. Escala del pH quimicaeg

36. Medidores de pH • Papel pH • Hacer ejercicios de pH quimicaeg

37. Potenciómetros (pH) quimicaeg

38. Importancia del pH quimicaeg