Ácidos, Bases y Electrolitos

Semana 12

Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Del latín Acidus= agrioEjemplos Vinagre, jugo

de limón. Tiene un sabor a agrio y pueden producir sensación de

picazón en la piel.

Sustancias como

antiácidos, líquidos

limpia vidrios y

destapadesagües.

Tiene un sabor amargo

y sensación jabonosa

en la piel.

Ácidos y Bases

Ácidos Bases

Acido

Es una sustancia que produce

iones de hidrógeno (H+) cuando se

disuelve en agua.

El ión hidrogeno (H+) es un protón

que en solución acuosa se hidrata

y se convierte en ión hidronio

(H3O+) .

H+ + H2O → H

3O+

Ejemplo : HCl , HNO3

HCl(g)

+ H2O

(l)→ H+

(ac)+ Cl -

(ac)

HNO3

+ H2O

(l)→ H+

(ac)+ NO

3-

(ac)

Base

Compuestos iónicos que se

disocian en un ion metálico y en

iones hidróxido (OH-) cuando se

disuelve en agua.

Ejemplo : NaOH, KOH, Ba(OH)2

NaOH + H2O → Na+ + OH-

KOH + H2O → K+ + OH-

Ba(OH)2 + H

2O → Ba+2 + 2 OH-

Teoría de Arrhenius

TEORIA DE

BRONSTED - LOWRY

ACIDO

Sustancia que dona un protón ,

(ion H+) a otra sustancia.

HCl + H2O → H

3O+ + Cl-

ACIDO BASE

BASE

Sustancia que acepta un protón

(H+) de otra sustancia.

H2O + NH

3→ OH –+ NH

4+

ACIDO BASE

Ejemplos

Cede un H+ y se convierte en

Acepta un H+ y se convierte en

Teoría de Lewis

Acido

Sustancia que puede aceptar unpar de electrones.

Para poder aceptar un par de

electrones debe tener un orbital

vacío de baja energía o un

enlace polar con el hidrógeno

para poder donar el H+ (el cual

tiene un orbital 1s vacío). Por

tanto, la definición de Lewis de

acidez incluye además del H+

varios cationes metálicos como

el Mg+2 .

Base

Sustancia que puede cederun par de electrones.

Una base de Lewis es uncompuesto con un par deelectrones no enlazado quepuede utilizarse paraenlazar un ácido de Lewis.

La mayor parte de loscompuestos orgánicos quecontienen oxígeno onitrógeno pueden actuarcomo bases de Lewisporque tienen pares deelectrones no enlazados

Proceso mediante el cual

una sustancia al entrar en

contacto con el agua se

disocia en sus iones

respectivos.

Ejemplo : HCl → H+ + Cl-

KOH → K + + OH-

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+

NH3 ⇄ NH4+ + OH-

Acido Base Sal

Ionización

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

Electrolitos

Fuerte Débil No electrolito

• Se disocian al 100%

• Buen conductor de la electricidad

• La reacción de

ionización ocurre en un solo sentido (irreversible)

• Se disocian en un pequeño %

• Conduce poco la

electricidad• Su reacción de

ionizción es

reversibe

Sustancias que en estado líquido o solución, NO

conducen corrientes eléctricas.

Ejemplo

AlcoholGasolinaAzúcar

El agua es mala conductora de electricidad, debido a que es muy poco ionizada.

H2O + H

2O ⇄ H

3O+ + OH-

Concentración en el agua a 25 °C

Constante de Producto Iónico del agua (Kw)

Kw = [H+] [OH-]

Kw = [1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7]

Kw = 1.0 x10 -14

Ionización del agua

[H+] = 0.000000010 = 1 x 10-7 M

[OH- ] = 0.000000010 = 1 x 10-7 M

¿Cómo influye la adición de un ácido y de una base al agua en las concentraciones de

iones hidrógeno e hidroxilo ?

En soluciones Acidas: [H+] es mayor 1.0x10 -7

En soluciones Alcalinas:[H+] es menor 1.0x10 -7

En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7

Ejemplo :

Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.4 x10 -5

¿Cuál es la [H+] ?

Ácidos Fuertes

• Se ionizan totalmente en

agua(100%)

• Tiene una ionización

irreversible. Ejemplo

Bases Fuertes

▪ Se ionizan totalmente en

agua, (100%)

▪ Tiene una ionización

irreversible

Ácidos y Bases Fuertes

pH

El pH de una solución es la medida de la concentración de iones hidrógeno en una solución,

[H+]

pOH

Se define como la medición de la concentración de

iones hidroxilo en una solución, [OH -]

Relación pH y pOH

pH + pOH = 14

Para calcular el pH de una solución que tiene una

concentración de iones hidrógeno de

[H+] = 2.5x 10-5 , entonces :

OPRIMIR :

- log 2 . 5 EXP - 5 =

Respuesta : 4.60

Uso de la calculadora (Casio) para calculo de pH

Calcular la [H+] de una solución con un pH = 3.6

OPRIMIR :

Respuesta: 2.51 x 10-4

SHIFT log - 3 . 6 =

Ejercicios

Calcular el pH de cada una de las siguientes soluciones:

1) [H+] = 3.5 x 10 -5 4) pOH = 4.2

2) NaOH 0.020 M 5) HCl 0.15 M

3) [OH-] = 2.0 x10 -8 6) KOH 0.35 M

Calcule la [H+] en las soluciones con :

7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH= 1.8

Ácidos Débiles

• Se ionizan parcialmente en agua • Tienen una ionización reversible• Poseen una constante de ionización (Ka).

HC2H

3O

2⇄ H+ + C

2H

3O

2-

𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐶2𝐻3𝑂2

−

𝐻𝐶2𝐻3 𝑂2

Ácidos mono, di y polipróticosACIDO EJEMPLO

MONOPROTICO

Ácidos débiles que

donan un H+ cuando se

disocian

DIPROTICOS

Ácidos débiles que

tienen dos H+ los

cuales se disocian uno

a la vez

POLIPROTICOS

Ácidos débiles que

pueden donar 3 o mas

protones

El acido sulfúrico (H2SO

4) es un acido diprótico

pero su primera disociación es completa por lo

tanto es un ACIDO FUERTE

Bases Débiles

• Se ionizan parcialmente en agua

• Tienen una ionización reversible

• Poseen una constante de ionización (Kb).

NH4OH ⇄ NH

4+ + OH-

𝐾𝑏 =𝑁𝐻4

+ 𝑂𝐻−

𝑁𝐻4𝑂𝐻

% de Ionización

% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

Bases

Acidos

% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

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-

3. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido

fluorhídrico (HF) 0.75 M ionizada un 3.2%?

HF ⇄ H+ + F-

Neutralización

Es la reacción entre una base y un ácido formándose una

sal y agua.

𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑐 +𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑐 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑐 + 𝐻2𝑂 𝑙

En las soluciones de ácido y bases, se puede saber que

volumen o que concentración de una base neutraliza a un

ácido o viceversa, usando la formula :

𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏

Na = normalidad del ácido Va= Volumen del ácido

Nb = normalidad de la base Vb= volumen de la base

Ejercicios

1. ¿Cuántos ml de una solución 0.25 N de HNO3, se

requieren para neutralizar 12 ml de una solución

de NaOH, que es 0.15 N?

2. ¿Cuál es la normalidad de una solución de NaOH,

si 25 ml de ella son neutralizados por 15 ml de

una solución de HCl 0.45 N?

Titulación Acido-Base

Es la determinación del volumen de una solución deconcentración conocida llamada solución estándarnecesario para que neutralice un volumen dado deuna solución de concentración desconocida.

La técnica de titulación consiste en colocar enun erlenmeyer una cantidad de sustancia lacual se desconoce su concentración(normalidad) y se le adiciona algunas gotas deindicador, en una bureta se coloca una soluciónestándar de la cual si se conoce laconcentración (Normalidad)

• Se deja caer gota a gota la solución estándar en elerlenmeyer el cual debe agitarse continuamente.

• La titulación termina cuando se igualan losequivalentes de la solución estándar con losequivalentes de la muestra, a este momento se leconoce como PUNTO DE EQUIVALENCIA.

• Al alcanzar el punto de equivalencia o ligeramentedespués hay un cambio de color del indicador(viraje) , lo cual es conocido como PUNTOFINAL.

𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏

Titulación de una solución ácida

Titulación de una solución básica

EJERCICIO

1. La titulación de una muestra de 13 ml de HCl, requiere 16

ml de NaOH 0.1 N. ¿Cuál es la normalidad HCl?

2. Una solución de KOH recientemente preparada se titulo con

HCl 0.1 N . Si se neutralizaron 10 ml de NaOH con 12 ml

HCl ¿Cuál es la normalidad de la base?

3. A un paciente con hipersecreción gástrica; se le coloca una

sonda nasogástrica hasta llegar al antro del estómago y se le

aspira jugo gástrico. Se titulan 6 mL de este jugo con NaOH.

Si se necesitaron 11mL de NaOH 0.1 N, para neutralizar el

ácido estomacal (HCl). Calcule la Normalidad del HCl en el

jugo gástrico de dicho paciente.

Considerando que los valores normales (en ayuno) son entre 0.5-0.8N.

Como considera el valor obtenido (alto, bajo, normal)

Fin