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

50

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.