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Ácidos, Bases y ElectrolitosSemana 12
Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar
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Del latín Acidus=
agrio
Ejemplos Vinagre,
jugo de limón. Tiene
un sabor a agrio y
pueden producir
sensación de picazón
en la piel.
Llamadas también álcalis, del árabe Al-Qaly, = ceniza.
Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.
Como los antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa desagües.
Ácidos Bases
Ácidos y Bases
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AcidoEs 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 → H3O+
Ejemplo : HCl , HNO3
HCl (g) + H2O (l) → H+(ac) + Cl -
(ac)
HNO3 + H2O(l) → H+(ac)+ NO3
-(ac)
BaseCompuestos 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 + H2O → Ba+2 + 2 OH-
Teoría de Arrhenius
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TEORIA DE BRONSTED - LOWRY
ACIDO
Sustancia que dona unprotón , (ion H+) a otrasustancia.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
ACIDO BASE
BASE
Sustancia que acepta un
protón (H+) de otra
sustancia.
H2O + NH3 → OH – + NH4+
ACIDO BASE
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EjemplosCede un H+ y se convierte en
Acepta un H+ y se convierte en
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Teoría de Lewis
AcidoSustancia que puede
aceptar un par 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 .
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Base
Sustancia que puedeceder un par deelectrones.
Una base de Lewis esun compuesto con un parde electrones no enlazadoque puede utilizarse paraenlazar un ácido de Lewis.
La mayor parte de loscompuestos orgánicosque contienen oxígenoo nitrógeno puedenactuar como bases deLewis porque tienenpares de electrones noenlazados
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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
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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
Alcohol
Gasolina
Azúcar
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El agua es mala conductora de electricidad, debido a que es muy poco ionizada.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + 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
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¿Cómo influye la adición de un ácido y de una base al agua en las concentraciones
de iones hidrógeno e hidroxilo ?
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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+] ?
Para calcular la concentración de iones H+ utilizaremos la constante de ionización del agua Kw , conocemos el valor de la constante y la concentración de iones OH- , se despeja [H+]
𝐾𝑤 = 𝐻+ 𝑂𝐻−
1𝑋10−14 = 𝐻+ 1.4𝑋10−5
1𝑋10−14
1.4𝑋10−5= 𝐻+
7.14𝑋10−10 = 𝐻+
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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
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pHEl pH de una solución es la medida de la concentración de iones hidrógeno en una
solución, [H+]
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pOHSe define como la medición de la concentración de iones hidroxilo en una solución, [OH -]
Relación pH y pOH
pH + pOH = 14
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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
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Calcular la [H+] de una solución con un pH = 3.6
Oprimir :
Respuesta: 2.51 x 10-4
SHIFT log - 3 . 6 =
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Ejercicios
Calcular el pH de la siguiente soluciones:
1) [H+] = 3.5 x 10 -5
Nos dan la concentración de iones H+ entonces calculamos el pH sabiendo que
pH = -log [H+]
pH= - log [3.5 x 10 – 5]
pH= 4.56
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2) Calcular el pH de NaOH 0.020 M
El NaOH es una base fuerte entonces podemos decir que [OH-] = 0.020
Pero como es una base calcularemos pOH
Entonces :
pOH = - log [OH-]
= - log [0.020]
= 1.70
Pero lo que nos pidieron es pH, sabemos que :
pH + pOH = 14
pH= 14-pOH
= 14 – 1.70
= 12.3
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3) Calcular el pH de una solución de HCl 0.15 M
El HCl es una acido fuerte entonces podemos decir que la [H+] = 0.15M
Entonces :
pH = - log [H+]
= - log [0.15]
= 0.82
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4) Calcule la [H+] en la solución con un pOH = 4.2
a) calculamos el pH
pH= 14 - pOH
= 14 – 4.2
= 9.8
b) Ahora calculamos el antilogaritmo
SHIFT LOG – 9.8 =
[H+] = 1.58x 10- 10
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5) Calcular la concentración de [H+] de una solución con un pH= 5.5
Oprimimos en la calculadora :
SHIFT LOG - 5.5 =
[H+] = 3.16X10-6
6) Calcular la concentración de [H+] de una solución con un pOH = 4
Nos dan el pOH debemos encontrar primero el pH entonces
a) Encontramos pH
pH = 14-4
= 10
b) Ahora sacamos el antilogaritmo directamente en la
calculadora
SHIFT LOG – 10 =
[H+] = 1X 10-10
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7) ¿Cuál es la concentración de [H+] de una solución que tiene un pH 1.6?
Para encontrar la concentración de iones H+ tenemos que calcular en antilogaritmo, esto lo hacemos directamente en la calculadora:
SHIFT LOG – 1.6 =
El resultado es [H+] = 0.016M
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Ácidos Débiles• Se ionizan parcialmente en agua • Tienen una ionización reversible• Poseen una constante de ionización (Ka).
HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-
𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐶2𝐻3𝑂2
−
𝐻𝐶2𝐻3 𝑂2
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Ácidos mono, di y polipróticos
ACIDO 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
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Bases Débiles
• Se ionizan parcialmente en agua
• Tienen una ionización reversible
• Poseen una constante de ionización (Kb).
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
𝐾𝑏 =𝑁𝐻4
+ 𝑂𝐻−
𝑁𝐻4𝑂𝐻
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% de Ionización
% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100
Bases
Acidos
% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100
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Ejercicios1. Para una solución de ácido acético
(HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % deionización del ácido acético si la constantede ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 .
HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-
a) La informacion que tenemos es: la concentración del acido inicial 0.10 M, la constante Ka = 1.8x10-5 y la ecuación de ionización.
b) Escribimos la expresión de la constante de ionización Ka
𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐶2𝐻3𝑂2
−
𝐻𝐶2𝐻3𝑂2En esta expresión conocemos Ka y [HC2H3O2], lo que no sabemos es la concentración de [H+] y [C2H3O2
-], vamos a asumir que estos dos iones se ionizan en la misma cantidad. Sustituimos valores y nos quedaría:
1.8𝑥10−5 =𝑥 𝑥
0.1
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Continuación…
Despejamos x1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥2
1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥
1.34𝑥10−3 = 𝑥
Entonces [H+] = 1.34x10-3
Ahora ya podemos calcular el % de ionización
% 𝑖 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100
% 𝑖 =1.34𝑥10−3
0.1× 100
% 𝑖 = 1.34%
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Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10 -10.
C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-
La anilina es una base, para resolver el problema
Escribimos la expresión de la constante Kb
𝐾𝑏 =𝐶6𝐻5𝑁𝐻3
+ 𝑂𝐻−
𝐶6𝐻5𝑁𝐻2
4.5𝑋10−10 =𝑥 𝑥
0.05
1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥
4.74𝑥10−6= 𝑥
4.74x10 -6 =[OH-]
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Continuación. . .
Ahora calculamos el pOH
pOH = -log [OH-]
= - log [4.74x10- 6 ]
= 5.32
Luego calculamos el pH
pH + pOH = 14
pH= 14 - pOH
pH= 14 - 5.32
pH = 8.68
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Continuación . . .
Para calcular el % de ionización, tenemos la base inicial y la base ionizada entonces:
% 𝑖 =𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎
𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100
% 𝑖 =4.74𝑥10−6
0.05× 100
% 𝑖 = 9.8𝑥10−3%
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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-
El enunciado nos proporciona la concentración del acido
inicial y el % de ionización. Entonces en la formula de
%de ionización sustituimos la información que tenemos
% 𝑖 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100
3.2 % =𝑥
0.75× 100
3.2
100× 0.75 = 𝑥
0.024 = 𝑥0.024 M
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Continuación…
Para calcular la Ka, sustituimos en la expresión de la constante:
𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐹−
𝐻𝐹
𝐾𝑎 =0.024 0.024
0.75
𝐾𝑎 = 7.60𝑥10−4
Y para calcular el pH
pH=-log [H+]
pH = - log [0.024]
pH= 1.61
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NeutralizaciónEs la reacción entre una base y un ácidoformándose una sal y agua.
𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑐 +𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑐 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑐 + 𝐻2𝑂 𝑙
En las soluciones de ácido y bases, se puedesaber que volumen o que concentración de unabase neutraliza a un ácido o viceversa, usando laformula :
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏
Na = normalidad del ácido Va= Volumen del ácido
Nb = normalidad de la base Vb= volumen de la base
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Ejercicios1. ¿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?
Para resolver el problema identificamos la información que tenemos:
Na=0.25 N Nb= 0.15 N
Va= ? Vb= 12 mL
𝑉𝑎 =0.15 𝑁 12𝑚𝐿
0.25𝑁
𝑉𝑎 = 7.2 𝑚𝐿
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Titulación Acido-Base
Es la determinación del volumen de unasolución de concentración conocida llamadasolución estándar necesario para que neutraliceun volumen dado de una solución deconcentración desconocida.
La técnica de titulación consiste en colocar en unerlenmeyer una cantidad de sustancia la cual sedesconoce su concentración (normalidad) y se leadiciona algunas gotas de indicador, en una buretase coloca una solución estándar de la cual si se
conoce la concentración (Normalidad)
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• Se deja caer gota a gota la solución estándaren el erlenmeyer el cual debe agitarsecontinuamente.
• La titulación termina cuando se igualan losequivalentes de la solución estándar con losequivalentes de la muestra, a este momentose le conoce como PUNTO DEEQUIVALENCIA.
• Al alcanzar el punto de equivalencia oligeramente después hay un cambio de colordel indicador (viraje) , lo cual es conocidocomo PUNTO FINAL.
𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏
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Titulación de una solución ácida
Titulación de una solución básica
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EJERCICIO1. La titulación de una muestra de 13 ml de
HCl, requiere 16 ml de NaOH 0.1 N. ¿Cuál es la normalidad HCl?
Para resolver el problema identificamos cada uno de los datos que nos proporcionaron
Na = ? Nb = 0.1N
Va = 13 mL Vb = 16 mL
𝑁𝑎 =0.1𝑁 16 𝑚𝐿
13 𝑚𝐿
𝑁𝑎 = 0.12 𝑁
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3. A un paciente con hipersecreción gástrica; se le colocauna sonda nasogástrica hasta llegar al antro delestómago y se le aspira jugo gástrico. Se titulan 6 mLde este jugo con NaOH.
Si se necesitaron 11mL de NaOH 0.1 N, paraneutralizar el ácido estomacal (HCl). Calcule laNormalidad del HCl en el jugo gástrico de dichopaciente.
Considerando que los valores normales (en ayuno)son entre 0.5-0.8N. Como considera el valor obtenido(alto, bajo, normal)
Para resolver el problema identificamos los datos que nos proporcionamos
Na = ? Nb = 0.1 N
Va = 6 mL Vb = 11 mL
𝑁𝑎 =0.1𝑁 11 𝑚𝐿
6 𝑚𝐿
𝑁𝑎 = 0.18 𝑁
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Fin