CLASECLASE

ÁCIDO-BASEÁCIDO-BASE

CONTENIDOSCONTENIDOS•Teorías de ácido-base.•Ácidos.•Bases.•pH y Escala de pH.•Cálculo de pH y pOH.•Reacciones de neutralización.

OBJETIVOSOBJETIVOS

• Enunciar las principales teorías de ácido base.

• Diferenciar compuestos ácidos de los básicos.

• Distinguir e interpretar la escala de pH.• Conocer y determinar pH y pOH en

función de una concentración dada.• Comprender la reacciones de

neutralización.

ÁcidosÁcidos• Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle

1627-91) se basaron en ciertas propiedades empíricas:

• sabor agrio (vinagre=acetum Þ  ácido ),

virar al rojo el papel de tornasol, y cambian de azul a amarillo el azul de bromotimol.

• desprender hidrógeno con ciertos metales, • producir efervescencia de los carbonatos

alcalinotérreos, etc...

BasesBases• Las bases, los álcalis (en árabe "ceniza"

de las plantas) eran otro grupo de compuestos que neutralizaban los efectos de los ácidos.

• Tenían sabor amargo, • eran deslizante al tacto, • viraban a azul el papel de tornasol, y el

azul de bromotimol de amarillo a azul.• disolvían al azufre, etc.

ÁcidosÁcidos

Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad.

Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en solución.

Ejemplo: HI H+ + I-

Al hacerlos reaccionar con un metal, se desprende hidrógeno gaseoso.

Ejemplo: Mg + 2HCl H2(g) + Mg+2 + 2Cl-

ÁcidosÁcidos

Ácido inorgánico

Ácido orgánico

HA

AxHKa

FUERZA DE ÁCIDOS BINARIOS

Fuerza de los ácidosFuerza de los ácidos

Tipos de AcidosTipos de Acidos• Monoprótico release one hydrogen

(proton) ion per formula unit.– HNO3 → H+ + NO3

-

• Diprótico Release two protons per formula unit.– H2SO4 → 2H+ + SO4

2-

• Triprótico– Release three protons per formula unit.– H3PO4 → 3H+ + PO4

3-

Carboxylic AcidsCarboxylic Acids• Not all hydrogens in a compound are

acidic.• In acetic acid, only the hydrogen

attached to the carboxyl group is acidic:

H3C C

O

OH Acidic hydrogen

Carboxyl group

H3C C

O

O-

Acetate Ion

Reacciones de los ácidosReacciones de los ácidos• With active metals:

– Form H2(g) and a salt

– H2SO4(aq) + Zn(s) → H2(g) + ZnSO4(aq)

• With metal oxides:– Form H2O(l) and a salt

– 2HCl(aq) + CaO(s) → H2O(l) + CaCl2(aq)

• With carbonates and bicarbonates:– Form CO2(g), H2O(l), and a salt

– CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)

Reacciones de los ácidosReacciones de los ácidos• Acids react with metal sulfides:

– To form H2S(g) and a salt– H2SO4(aq) + FeS(s) → H2S(g) + FeSO4(aq)

• Non-metal oxides react with water to form acid:– SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)– The acids formed this way in the atmosphere

may fall back to earth as acid precipitation

BasesBasesSon sustancias que se

comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que forman son , obviamente, diferentes.

Ejemplo: NaOH Na+ + OH-

BasesBases

Al reaccionar con un ácido, pierde sus propiedades anteriores al neutralizarse.

Al tacto, tienen una sensación jabonosa.

Reacciones de las basesReacciones de las bases• With transition metal salts:

– Form insoluble metal hydroxides and a salt

– 2KOH(aq) + Ni(NO3)2(aq) → Ni(OH)2(s) + 2KNO3(aq)

• With amphoteric hydroxides– Amphoteric hydroxides will react with acids or

bases

– Al(OH)3(s) + NaOH(aq) → NaAl(OH)4(aq)

– Al(OH)3(s) + 3HCl(aq) → AlCl3(aq) +3H2O(l)

• With amphoteric metals:– Form hydrogen gas and soluble metal complexes.2Al(s) +2NaOH(s) + 6H2O(l) → 2NaAl(OH)4(aq)+3H2(g)

DEFINICIONES DE ACIDOS Y DE BASES

Teoría de ArrheniusTeoría de Arrhenius

ÁcidoCorresponde a aquella entidad que, en solución

acuosa, libera iones hidrógeno al medio (H+).

Ejemplos: HCl H+ + Cl-

H2SO4 2 H+ + SO4-2

HNO3 H+ + NO3 -

Teoría de ArrheniusTeoría de Arrhenius

BaseCorresponde a aquella entidad que, en

solución acuosa, libera iones hidróxido al medio (OH-)

Ejemplos: LiOH Li+ + OH-

Al(OH)3 Al+3 + 3 OH-

Sn(OH)4 Sn+4 + 4 OH-

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

ÁcidoCorresponde a aquella entidad que puede

donar o ceder iones hidrógeno al medio en solución (no necesariamente agua).

Ejemplos: HBr H+ + Br-

NH4+ NH3 + H+

H3PO4 3 H+ + PO4-3

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

BaseCorresponde a aquella entidad que

puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio en solución.

Ejemplos: HS- + H+ H2S

HPO4-2 + H+ H2PO4 -

HCO3- + H+ H2CO3

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

Para esta teoría, se establece lo siguiente:

Ácido Base + ión Hidrógeno (H+)

Cada ácido podrá generar una base y cada base más ión hidrógeno establecerá un ácido.

A su vez, esta teoría propone el término

“conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado.

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

Acido Base Conjugada + H+

Ejemplo:

HF H+ + F-

El HF es ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico.

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

Base + H+ Ácido Conjugado

Ejemplo:

CO3-2 + H+ HCO3 –

El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado

Un ácido de LewisUn ácido de Lewis• Es una sustancia capaz de aceptar (y

compartir) un par electrónico.

Acido de LewisAcido de Lewis

Base de LewisBase de LewisBASE: ESPECIE QUÍMICA DONADORA DE UN PAR DE ELECTRONES

Base de LewisBase de Lewis

Fuerza de los ácidosFuerza de los ácidosHClO k=10-7.2HClO2 k=10-2

HClO3 k=10

HClO4  muy fuerte.

Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad

pH = -log [ H+ ]pOH = -log [ OH-]

pH + pOH = 14

Cálculo de pH para Cálculo de pH para ácidos ácidos

y bases débilesy bases débiles

pH= -log [ H+ ]pOH = -log [ OH-]

pH + pOH = 14

CKaH

C) Kb ( = OH -

INDICADORESINDICADORESNombre usual

Intervalo de pH (*)

Color en medio ácido

Color en medio básico

Rojo de cresol

0,2-1,8 rojo amarillo

Azul de timol

1,2-2,8 rojo amarillo

Azul bromofenol

3,0-4,6 amarillo púrpura

Naranja de metilo

3,1-4,4 rojo amarillo

Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad

Región ácida Región neutra Región básica

[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]

Medida de acidez y Medida de acidez y alcalinidadalcalinidad

Medida de acidezMedida de acidezUna solución de HNO3 tiene una concentración 0,01 M. ¿Cuál es su pH?

Disociación: HNO3 → H+ + NO3-

Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M

pH = -log [H+]pH = -log 0,01pH = -log 10-2

pH = - (-2) log 10

pH = 2 solución ácida

Medida de alcalinidadMedida de alcalinidadUna solución de NaOH tiene una concentración 0,1 M. ¿Cuál es su pH?

Disociación: NaOH → Na+ + OH-

Concentración: 0,1M 0,1M 0,1M

pOH = -log [OH-]pOH = -log 0,1pOH = -log 10-1

pOH = - (-1) log 10

pOH = 1 pH = 13 solución básica

NeutralizaciónNeutralización Corresponde a la reacción equivalente

entre un ácido y una base.

Se genera en el proceso una sal y se libera agua.

El pH resultante es 7 (neutro).

NeutralizaciónNeutralización Para que ocurra la neutralización,

deben reaccionar un mismo número de moles de ácido y de base.

C1xV1 = C2xV2

KOH + Hl = KI + H2O

Base Ácido Sal

pH = 7

Se dispone de 100 mL de HNO3 0,4M para neutralizar 25 mL de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente la base?

C1 x V1 = C2 x V2

0,4M x V1 = 0,2M X 25mL

V1 = 5/0,4

V1 = 12,5 mL de ácido.

Neutralización

NEUTRALIZACIONNEUTRALIZACIONDetermine el pH de una solución tampón que se ha preparado añadiendo 0,5 molesde CH3COOH (pka = 4,75) y 2,5 moles de CH3COONa, hasta completar un litro de solución.

• Utilizando la ecuación necesaria,tenemos:• pH = pKa + log([sal] / [ácido])• pH = 4.75 + log (2.5 / 0.5) = 5.45

EJERCICIOS PSUEJERCICIOS PSU1. Un valor de pH = 1,2 se consideraA) básico fuerte.B) ligeramente básico.C) neutroD) ligeramente ácido.E) ácido fuerte

2. Las sustancias agrias, que conducen la corriente eléctrica y tiñen de rojo el papel indicador universal son del tipo

A) ácidas.B) básicas.C) neutras.D) amortiguadoras.E) buffer.

3. Una solución básica es aquella que:I.                   (OH-) (H+)II.                pH 7III.            pH + pOH = 7Es o son correctas:A)        Sólo IB)       Sólo IIC)       I y IID)       II y IIIE)       Todas son correctas

4. Para diferenciar cualitativamente un ácido de una base se usa:

A) su pHB) su constante de acidez (Ka).C) la concentración del ácido.D) su constante de disociación.E) la concentración del ión hidroxilo.

5. Las soluciones que ofrecen una marcada resistencia a variar su pH frente a la adición de ácidos o bases, son conocidas con el nombre de soluciones

A) inertes.B) isotónicasC) tampón o buffer.D) neutras.E) inhibidoras.

6. Determine la concentración de protones (H+) de una solución amoniacal utilizada para la limpieza doméstica, cuya concentración de iones hidroxilo (OH-) es 0,001 M.

A) 1 x 10-8

B) 1 x 10-9

C) 1x 10-10

D) 1 x 10-11

E) 1 x 10-12

7. ¿Cuál es el pH y pOH, respectivamente, de una solución 0.01 M de HCl?

A) 2 y 12B) 5 y 9C) 7 y 7D) 9 y 5E) 12 y 2

8. El Cu (OH)2 + HCl al combinarse forman:

I. H2O

II. Cu(ClO3)2

III. CuCl2

IV. CuClA) I y II B) I y III C) I y IV D) II y III E) II y IV

9.      Si el pOH de una solución es 9.3, entonces la solución es:

A)        AlcalinaB)       BásicaC)        ÁcidaD)       anfóteraE)      Neutra

10. El pH de una solución de NaOH 0,1 M es igual a:

A) – log 10 – 1 B) log 10 – 1 C) log 1 / 10 – 1

D) – log 10 – 13 E) log 10 – 13

11.La base conjugada del ácido H2PO4 – es:

A) H2O

B) H3PO4

C) OH – D) PO4 =

E) HPO4 =

12. Que un ácido sea débil, significa que:A) no ataca a ciertos metalesB) en solución acuosa diluida se encuentra

poco disociado en ionesC) es poco soluble en aguaD) su disolución en agua es endotérmicaE) nunca produce sales ácidas

13. De acuerdo a la siguiente reacción: HA + OH- → A- + H2O

A)  HA ácido , H2O base conjugada

B)  HA ácido , OH- base conjugadaC) HA ácido , A- base conjugada D) OH- base , A- ácido conjugadoE)   OH- base , HA ácido conjugado

14. ¿Cuál es el pH y pOH respectivamente, de una solución de CH3COOH 0.01 M, si su constante de acidez es del orden de 1 x 10 –5?

A) 9 y 6 B) 5.5 y 8.5 C) 3.5 y 10.5 D) 7.5 y 6.5 E) 6.5 y 7.5<

Pregunta Alternativa

1 E

2 A

3 C

4 A

5 C

6 D

7 A

8 B

9 C

10 D

11 E

12 B

13 B

14 C

Solución GuíaSolución Guía

Usted aprendióUsted aprendió• A enunciar las principales teorías de ácido

base.• A diferenciar compuestos ácidos de los

básicos.• A distinguir e interpretar la escala de pH.• A determinar pH y pOH en función de una

concentración dada.• Acerca de las reacciones de neutralización.• A analizar la situación de neutralización que

se da entre un ácido y una base.