15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05
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EQUILIBRIO ACIDO-BASEEQUILIBRIO ACIDO-BASE
18-4-05
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Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
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•Químico sueco (1859 -1927).
•Presentó esta teoría en su tesis doctoral.
•Recibió el premio Nobel de Química en 1903.
Svante ArrheniusSvante Arrhenius
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Teoría de ArrheniusAcido: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de protones
H2O HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidróxilos
H2O HONa(s) OH- (ac) + Na+ (ac)
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Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
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Johannes BrønstedJohannes Brønsted
(1879-1947)(1879-1947) Thomas LowryThomas Lowry
(1874-1936)(1874-1936)
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Teoría de Bronsted-Lowry
• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia
• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.
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Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac)
Ácido Base Ac. conjugado
Base conjugada
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH (ac)
Base Ácido Ac. conjugado
Base conjugada
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Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
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Gilbert Newton LewisGilbert Newton Lewis
(1875-1946)(1875-1946)
Manuscrito original de LewisManuscrito original de Lewis
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Teoría de Lewis
• Acido: es una sustancia que puede ser aceptor de pares de electrones
• Base: es una sustancia que puede donar un par de electrones
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H N H
H
F B F
F
+
F B
F
F
N H
H
H
Teoría de Lewis
Ácido Base
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Electrolitos
Los electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están
disueltos o fundidos.
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Clasificación
•Electrolitos fuertes:
Es un compuesto que al disolverse forma una solución en la que casi todas las moléculas de soluto están ionizadas.
•Electrolitos débiles:
Es una sustancia que da una solución en la que sólo una parte pequeña de las moléculas de soluto está ionizada.
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Etanol Ácido acético NaCl
Conductímetro sencillo para soluciones acuosas
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H2O(l)
H3O+ (ac) OH- (ac)
H2O(l)
El agua como electrolito débil
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¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan grande en solución acuosa?
¿Existe alguna relación entre sus concentraciones respectivas en estas soluciones?
Examinemos la disolución de la molécula de agua
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H2O(l)
H3O+ (ac) OH- (ac)
H2O(l)
[H+] [OH-] K=---------------------
[H2O]
Kw = K [H2O] = [H+] [OH-] = 1x 10-14
55 M
Auto ionización del agua
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El protón en el agua
Esta partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electronesno enlazantes de las moléculas de agua
para formar iones (ion hidronio)
H+ + :O —H H — O —H H H
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pHLa concentracíón de H+ (ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña. Por conveniencia, entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, que define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de [H+]
pH= - log a [H+]
En soluciones diluidas la a es semejante a la concentración
pH= - log [H+]
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Medición aproximada del pH
Indicador natural. Rojo pH = 1Rosa pH = 4
Blanco pH = 7Amarillo pH = 10
Amarillo intenso pH = 13
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Medición aproximada del pH
Indicador universal
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pH = -log [H+]
pH: Definición
pH = 7
pH > 7
pH < 7
Solución neutra
Solución básica
Solución ácida
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pOH = -log [OH-]
pOH: Definición
pOH = 7
pOH > 7
pOH < 7
Solución neutra
Solución ácida
Solución básica
pH + pOH = 14
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Valores de pH para varias soluciones comunes
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Acido fuerte y base fuerte
Son sustancias que se ionizan totalmente.
AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-
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• HCl
• HI
• HBr
• H2SO4
• HClO4
• HNO3
pH = -log [H+]
Ácidos fuertes
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• NaOH
• LiOH
• KOH
• Ca(OH)2
• Sr(OH)2
• Ba(OH)2
pOH = -log [OH-]
Bases fuertes
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¿Cuál es el pH de una solución de HCl de 1 x 10-8 M?
pH = -log [H+] pH = -log [1 x 10-8]
pH = 8
Considerar la [H+] de agua
Un ácido no puede tener pH
básico
pH = 6,96
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Teoría de Bronsted-Lowry
• Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H+ a otra sustancia
• Base: sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H+ a otra sustancia.
![Page 32: 15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05](https://reader034.fdocuments.es/reader034/viewer/2022042511/559f2a301a28ab22378b4698/html5/thumbnails/32.jpg)
AH + H2O A- + H3O+ B + H2O BH+ + OH-
Son sustancias que se ionizan parcialmente
Ácido débil - Base débil
![Page 33: 15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05](https://reader034.fdocuments.es/reader034/viewer/2022042511/559f2a301a28ab22378b4698/html5/thumbnails/33.jpg)
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![Page 35: 15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05](https://reader034.fdocuments.es/reader034/viewer/2022042511/559f2a301a28ab22378b4698/html5/thumbnails/35.jpg)
Ácidos débiles
[H3O+ [A-Ka =
[AH
AH + H2O H3O+ + A-
Ci-x x x
x . xKa =
Ci - x
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Bases débiles
[BH+ [OH-Kb =
[B
B + H2O BH+ + OH-
Ci-x x x
x . xKb =
Ci - x
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![Page 38: 15 Equilibrio Acido Base I 18 04 05](https://reader034.fdocuments.es/reader034/viewer/2022042511/559f2a301a28ab22378b4698/html5/thumbnails/38.jpg)
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Bibliografia
• Capítulo 14. Química. Atkins-Jones
• Capítulo 15. Química. R Chang