QUÍMICA Ácidos y Bases. H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O vinagre Ácido fórmico Ácido acético.
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QUÍMICA
Ácidos y Bases
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H2CO3 CO2 + H2O
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vinagre
Ácido fórmico
Ácido acético
H OH
O
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Ácido cítrico
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Svante August Arrhenius(1859-1927)
Limitaciones:* solo para disoluciones acuosas.
ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+.
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Svante August Arrhenius(1859-1927)
Limitaciones:* solo para disoluciones acuosas.
BASEBASE:: Las bases son sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones OH–.
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Thomas Martin Lowry(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)
1932-Teoria ácido-base
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Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry
Ión hidronio
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Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry
Ión hidroxilo
La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía
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Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+)Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+)
ácidobase
conjugadabase ácido
conjugado
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Par Ácido-base conjugado
• Siempre que una sustancia se comporta como ácido (dona H+) hay otra que se comporta como base (acepta H+).
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base acepta H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
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Prof.Tatiana Zuvic M.
HNO2 + H2O NO2 - + H3O+
Pierde H+
Gana H+
acido base Base conj. Acido conj.
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NH3 + H2O NH4+ + OH -
Gana H+
Pierde de H+
Base Acido Ac conj. Base conj.
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Teoría de Lewis
Ácidos:
“Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)
N H••
H
H
ácido base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H
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Teoría de Lewis
Bases:
“Una sustancia que puede donar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)
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Electrolitos fuertes y débiles
Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones
Cationes: especie química con carga neta positiva
Aniones: especie química con carga neta negativa
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Electrolitos fuertes y débiles
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Ácido fuerte Ácido débilAntes de laIonización
En elequilibrio
Antes de laIonización
En elequilibrio
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Electrólito fuerte: Están totalmente disociados
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrólito débil: no se disocia por completo
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
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HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)
Ácidos débiles son electrólitos débiles
HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4
2- (ac)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)
Ácidos fuertes son electrólitos fuertes
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
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F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)
Bases débiles son electrólitos débiles
NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)
Bases fuertes son electrólitos fuertes
NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O
KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O
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HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)
Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
Ka =[H+][A-][HA]
Ka es la constante de ionización ácida
Ka
ácido débil fuerza
pKa = -log Ka
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El ácido nicotínico es un ácido orgánico monoprótico débil que podemos representar como HA.
Se encontró que una disolución diluida de ácido nicotínico contenía las siguientes concentraciones de equilibrio a 25 °C.
[HA] = 0,019 M; [H+] = [A-] = 5,2 x 10-4 M.
¿Cuál es el valor de Ka?
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Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un ácido cualquiera, HA, está ionizado un 4,2 % Calcular su constante de ionización.
Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10-7 y 2,5x10-4 respectivamente. ¿Cuáles son sus valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor acidez?
% ionización = %100[HA]
[HA]
inicial
ionizado x
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Antes de la disociaciónDespués de la disociación,
en el equilibrio
Disociación de un ácido fuerte
ACIDOS FUERTES
HCl HHCl H+++ Cl+ Cl--
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AH H+ + A- Ka = [H+][A-] / [AH]
Constante de disociación ácida
ACIDOS Y BASES DEBILES
Antes de la disociación
Después de la disociación,en el equilibrio
Disociación de un ácido debil
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NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Bases débiles y su constante de ionización básica
Kb =[NH4
+][OH-][NH3]
Kb es la constante de ionización básica
Kb
fuerza de base débil
pKb = -log Kb
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Ácidos polipróticosSon aquellos que pueden ceder más de un ion H+.
Por ejemplo el H3PO4 es triprótico.
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo
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Ácido cítrico
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O
H
H + O
H
H O
H
H H OH-+[ ] +
Propiedades ácido-base del agua (anfótero)
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido base conjugada
base ácido conjugado
autoionización del agua
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H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)
El producto iónico del agua
Kc =[H+][OH-]
[H2O][H2O] =constante
Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]
La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular.
A 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
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Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde [H+] = 6,2 x 10-4.
Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular la concentración de los iones [H+].
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Soluciones diluidas [H+] = [moles/litro] con potencia negativa de 10.
Por ejemplo la [H+] en una solución saturada de CO2 es 1,3 x 10-4 M, y en una solución 0,5 M de ácido acético es 3 x 10-3 M.
Para lograr que la notación sea compacta y la expresión breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz Sorensen (1868-1939) propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH y definida como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en moles/litro):
pH = -log [H+]
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El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+]
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
La disolución es
neutra
ácida
básica
[H+] = 1 x 10-7
[H+] > 1 x 10-7
[H+] < 1 x 10-7
pH = 7
pH < 7
pH > 7
A 250C
pH [H+]
pH
7ácida básica
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pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
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El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?
La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será
la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?
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¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
Inicial
Final
0.002 M
0.002 M 0.002 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?
Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Inicial
Final
0.018 M
0.018 M 0.036 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
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Ejemplo: El pH medido de una disolución 0,100 M de un ácido monoprótico débil, de la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese ácido.
Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución 0,40 M de amoniaco? Las especies importantes en la disolución de amoniaco son NH3, NH4 y OH-.
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pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de limón Cerveza
LecheSangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
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Medidor digital de pH
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Cinta de papel
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pH
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Reacciones de Neutralización
• La neutralización es la reacción entre un ácido con una base para formar agua y sal.
HCl (ac) + NaOH (ac) H2O + NaCl (ac)
HNO3 (ac) + KOH (ac) H2O + KNO3 (ac)
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Titulación ácido -base
En una titulación una disolución de concentración exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo de determinar su concentración) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones está completa.
Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa
Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de) el punto de equivalencia
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Punto de equivalencia
Base (concentración
conocida)
ácido(concentración desconocida)
Titulación ácido -base
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INDICADORES ÁCIDO-BASE.INDICADORES ÁCIDO-BASE.
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa
HIn (aq) + H2O (l)
Forma ácida (color 1)
In- (aq) + H3O+ (aq)
Forma básica (color 2)
Punto de equivalencia
Fenolftaleína
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Rojo
Amarillo
pH <3,2
pH >4,2
Naranja de metilo
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Punto de equivalencia• En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son iguales a
los moles de base (si la unidad de concentración es molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por la ecuación:
moles (OH–) = moles(H3O+) (molaridad o molalidad)
Equivalentes-g(OH–) = Equivalentes-g (H3O+) (normalidad)
Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido
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Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras
• Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.
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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
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Capacidad amortiguadora del plasma El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45)
• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2.
• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2.
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Titulación ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l)
0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de equivalencia
Volumen de NaOH agregado(mL) pH
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Titulación ácido débil- base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l)
CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l)
CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH agregado(mL) pH
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Titulación ácido fuerte-base débil
HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac)
En el punto de equivalencia(pH < 7):
H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de equivalencia
Volumen de NaOH agregado(mL) pH
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Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.-Hill, Jhon; Kolb, Doris. Química para el nuevo milenio. 8a ed. Pearson. México. 1999.-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998.-Garritz, A.; Charmizo, J. A. Química. Adinson Wesley Longman. México. 1998.-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997.-Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2a ed. Pearson. México. 1996. -Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México. 1996. - http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap9/acidobase/index.htm