Instrucciones

• Leer las diapositivas.

• Hacer la guía que aparece al final de la presentación (la cual será evaluada).

• Llevar la guía resuelta el lunes 30 de marzo (se avisará nueva fecha si alargan el periodo de cuarentena)

ACIDOS , BASES Y

ELECTROLITOS

ACIDOS Y BASES

ÁCIDO

Tiene sabor agrio y pueden producir

sensación de picazón en la piel. Su

nombre viene del latin acidus = agrio

Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas

gaseosas

BASE

Tiene un sabor amargo y sensación

jabonosa en la piel.

Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios,

jabón.

Definiciones : ARRHENIUS

ÁCIDO: Sustancia que produce iones hidrogeno (H+) cuando se disocia enagua.

El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte enión Hidronio (H3O

+), formando la siguiente reacción

H+ + H2O → H3O+

Ej: HCl , HNO3 ,, H2SO4 , H2CO3

La disociación puede determinarse de 2 formas

HCl + H2O → H 3O+

(ac) + Cl -(ac)

HCl + H2O → H+ + Cl -

BASE: Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua.

Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2

NaOH + H2O → Na+ + OH-

Definiciones: BRONSTED-LOWRY

ÁCIDO: Sustancia que dona un protón, (ion H+) a otra sustancia.

BASE: Sustancia que acepta un protón

HCl + NH3 → NH4+ + Cl-

ÁCIDO BASE

*Note el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta.

Definiciones: LEWIS

ÁCIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones.

BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones.

Ácido Base

En el ejemplo de abajo, el NH3 es la base porque aporta el par

de electrones y el BF3 es él ácido por que los acepta

Tabla comparativa de las diferentes

definiciones de ácido y base.

CARACTERISTICAS ACIDOS BASES

ARRHENIUS Libera H+ Libera OH-

BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+

LEWIS ACEPTA UN PAR DE

ELECTRONES

DONA UN PAR DE

ELECTRONES

ELECTROLITOS SI SI

SABOR AGRIO AMARGO

SENSACIÓN CAUSA PICAZÓN JABONOSO,

RESBALADIZO

TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL

FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA

NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

IONIZACIÓN

Proceso mediante el cual una sustancia se disocia en sus ionesrespectivos. La ionización puede ser reversible o irreversible

Ej: ( ácidos, bases y sales) :

HCl → H+ + Cl-

KOH → K + + OH-

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+

NH3 ⇄ NH4+ + OH-

CaCl2 →Ca +2 + 2 Cl -

ELECTROLITOS

Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones yconduce la electricidad. Los cuales pueden clasificarse enfuertes o débiles

FUERTE DÉBIL

▪ Se disocian al 100%.

▪ Buen conductor de la

electricidad

▪ La reacción de ionización

ocurre en un solo sentido

(irreversible).

KOH → K+ + OH-

H NO3 → H++ NO3-

▪Se disocian en un pequeño %.

▪ Conduce poco la electricidad.

▪Su reacción de ionización es

reversible y poseen Ka si son

ácidos ó Kb si son bases.

C6H5COOH ⇄ H+ + C6H5 COO-

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

Visualización de electrolitos, a través de

introducir un aparato en el cual se enciende una

bombilla al conducir la electricidad

FUERTES DEBILES

NO ELECTROLITO

Sustancias que en estado líquido, en solución o fundidos

NO conducen la electricidad. (En éste caso no se enciende

la bombilla)

Ej :

• Aceite

• Alcohol

• Gasolina

• Azúcar

azúcar

azúcar azúcar

azúcar

IONIZACION DEL AGUA

El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en

forma pura, debido a que se ioniza muy poco.

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-

A 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y tiene el siguiente valor.

[H+] = 0.00000010 = 1.0 x 10 -7 M

[OH-] = 0.00000010 = 1.0 x 10 – 7 M

Constante de Producto Iónico del agua (Kw)

Kw = [H+] [OH-]

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

Kw = 1.0 x10 -14

KH2O = 1.0 x10 -14

¿Cómo influye la adición de un ácido (H+) y de una

base (OH-) al agua o soluciones acuosas, en las

concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ?

Si ↑[ H+ ] → [OH-] ↓ hasta que [ H+][OH-] = 1,0x10 -14

Si ↑[OH -] → [H+ ] ↓ hasta que [H+][OH-] = 1,0x10 -14

*simbología

[ ]= concentración

En soluciones Acidas: [H+] >1,0x10 -7

En soluciones Alcalinas o Básicas:[H+] < 1,0x10 -7

En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1,0x10 -7

Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1,0 x10 -5

¿Cuál es la [H+] ?.

Se usa Kw y se despeja [H+]

Kw → [H+] [OH-] = 1,0 x 10 -14

[H+] = 1,0x 10 -14 / [OH-]

[H+] = 1,0 x 10 -14 / 10 x 10 -5

[H+] = 1 x 10 -9

ÁCIDOS Y BASES FUERTES

ACIDOS FUERTES:

Son aquellos que se ionizan totalmente en agua (100%).

Tiene una ionización irreversible.

Ej: HCl Ácido Clorhídrico

HBr Ácido Bromhídrico

HI Ácido Yodhídrico

H2SO4 Ácido sulfúrico

HNO3 Ácido Nítrico

HClO4 Ácido Perclórico

ÁCIDOS DÉBILES

▪ Se ionizan en pequeña proporción.

▪ Tienen una ionización reversible

▪ Poseen una constante de ionización (Ka)

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

Ka= [H+] [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

HCOOH Ácido Fórmico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico

H2CO3 Ácido carbónico CH3CHOHCOOH Ácido láctico

BASE FUERTE

Se ionizan totalmente en agua, (100%). Tiene una ionización

irreversible

NaOH Hidróxido de Sodio

KOH Hidróxido de Potasio

BASE DÉBIL

▪ Se ionizan parcialmente en agua

▪ Tienen una ionización reversible

▪ Poseen una constante de ionización (Kb).

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

Kb = [ NH4+] [OH-]

[NH4OH]

Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio

NH3 Amoniaco

pH

El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+]

en una solución. Y se calcula:

Ejemplo:

Calcule el pH de una solución que posee [H+] =0.00065

Resp: pH = -log (6.5 x 10 – 4 )= 3.18

pH = - log [H+]

1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13

14 7

NEUTRO

MAS BÁSICOMAS ÁCIDO

El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7.

▪ Toda solución neutra tiene un pH 7

▪ Toda solución ácida tiene un pH menor 7

▪ Toda solución básica tiene un pH mayor 7

pH de algunas sustancias

pOH

Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-] en una solución y se calcula

También considerar: pH + pOH = 14 → pH = 14 - pOH y pOH = 14 – pH

Ejemplo:

Si el pH de una solución es 3,2 ¿Cuál es el valor de el pOH?

Resp: pH + pOH = 14 → pOH = 14 – pH; pOH = 14 – 3.2 = 10.8

Ej: Si [OH-] en una solución es 0.05, ¿cuál será el valor del pOH?.

esp: pOH = -log [ OH-] → pOH = -log 0.05 = 1.30

pOH = - log [OH-]

Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de

valores de pH

Use las siguientes fórmulas:

[H+] = 10 – pH y [OH -] = 10 - pOH

Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7.

Resp: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = 0.000199 ó sea [H +] =1.99 x 10 -4

Ej: Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8

Resp: [OH -] = 10 -pOH = 10 -2.8 = 0.00158 = 1.58 x 10 -3

Procedimiento para calcular pH de ácidos fuertes

Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos

monopróticos (los que poseen un solo hidrógeno: HCl, HNO3, etc),

se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [H+] es igual a la

concentración molar del ácido.

Ej: cual es el pH de una solución de HCl 0.066 M

Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ]

Resp: pH = - log [H + ] → pH = - log 0.066

pH = 1.18

Procedimiento para calcular el pH de bases fuertes

La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes, se ionizan

casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la molaridad de la base.

Ej: Calcule el pH de una solución de NaOH 0.024 M

Considere que [OH -] es igual a la [ NaOH ] → [ OH -] = 0.024

Resuelva, calculando pOH = -log 0.024 = 1.62

ahora aplique pH + pOH = 14 → pH = 14 – pOH →

pH = 14 – 1.62 → pH = 12.38

También puede resolverlo aplicando

K w = [ H + ] [ OH -] = 1.0 x 10 – 14, despejar [ H +]

[H +] = 1x 10 -14 / [OH-] → [ H + ] = 1x 10-14 /0.024 = 4.16 x 10 -13

Entonces pH = -log [H +] → pH = – log 4.16 x 10 -13

pH = 12.38

*Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para

bases débiles.• Considere el siguiente ácido débil.

CH3COOH(ac) + H2O(l) CH3COO(ac)- + H(ac)

+

Ka = [CH3COO - ] [ H + ]

[ CH3COOH ]

• Considere la siguiente base débil

CH3NH2(ac) + H2O(l) CH3NH3(ac)+ + OH(ac)

–

Kb = [ CH3NH3+ ] [ OH -]

[ CH3NH2]

• *Note no se toma en cuenta la [ H2O] en la Ka y Kb

• **Los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.

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Para calcular el % de Ionización en ácidos y bases débiles, como éstos se ionizan en

pequeño porcentaje y se calcula de la siguiente manera

Ácidos :

Bases:

% de ionización = [H+] x 100

[ácido]

% de Ionización = [OH-] x 100

[base ]

Ej: Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5.

Resolución:

CH3COOH CH3COO- + H+

x x

Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces

Ka = [CH3COO-] [H+] → 1.8 x 10-5 = (x)(x) → 1.8x10-5 = X2

[CH3COOH ] 0.3 0.3

X 2 = 1.8 x 10 -5 (0.3) → X =√ 5.4 x 10 -6 x = 2.32 x 10 -3

Como X = [H+] → [H+] = 2.32 x 10 -3

pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63 → pH = 2.63.

También podemos calcular el % de ionización de la siguiente manera:

% ionización = [H+] x100 → % ionización = 2.32 x 10 -3 x100

[CH3COOH] 0.3

= 0.77 %

Ejemplo de cómo calcular Ka y pH a partir de el % de ionización.

Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %.

Resolución

• Escriba reacción de ionización del ácido fórmico:

HCOOH → HCOO - + H +

Las concentraciones son

[HCOOH] = 0.25 ( valor ya dado en el problema)

[HCOO -] = 6 x 0.25 /100 = 1.5 x 10 - 2

[H+] = 6 x 0.25 / 100 = 1.5 x 10 -2

Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2]

[ HCOOH ] ( 0.25 )

Ka = 2.25 x 10 – 4

pH = - log [ H + ] pH = - log 1.5 x 10 - 2 = 1.82

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Resuelve los siguientes ejercicios

1.- Calcular el pH de las siguientes soluciones:

• [H+] = 2.5 x 10 -5

• NaOH = 0.020 M

• [OH-] = 2.0 x10 -8

• pOH = 4.2

• HCl = 0.50 M

• NaOH = 0.28 M

• HNO3 0.0035 M

2.- Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con:

• pH= 5.5

• pOH = 4

• pH = 1.8

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3.- 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-

4.-Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10.

C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

5.- ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%?

HF ⇄ H+ + F-