SEMANA 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS. Acidus latín (agrio)
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SEMANA 12
ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
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Acidus latín (agrio)
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La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: ácidos y bases.
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CARACTERÌSTICAS EN SOLUCIÒN ACUOSA:
ACIDOS BASES
Tienen sabor agrio.
(acidus del latìn)
Tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto.
Cambian el papel de tornasol del color azùl a rojo
Cambian el papel de tornasol del color rojo a azùl
Reaccionan con bases para producir sal y agua.
Reaccionan con bases para producir sal y agua.
Reaccionan con metales produciendo hidrògeno.
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Svante ArrheniusSvante Arrhenius, (1859-1927), llegó a la conclusión de que las propiedades características de las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a iones hidróxido, OH-
Teoría clásica o de ArrheniusTeoría clásica o de Arrhenius
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Ejemplos típicos de ácidos, según la definición de Arrhenius , son todos los ácidos clásicos, HCl ,H2SO4,HNO3,etc, que al disolverse en agua se disocian o ionizan en la forma:
HCl Cl- (ac) + H+ (ac)
H2O
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Ejemplos de bases son todos los hidróxidos de metales (en particular los de los metales alcalinos y alcalinotérreos), que al disolverse en agua se disocian en la forma:
NaOH Na+(ac) + OH- (ac)
H2O
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Con la teoría de Arrhenius se comprende fácilmente la capacidad de ácidos y bases de neutralizar sus propiedades características entre sí, a esto se le llama: REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
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Lo anterior explica la desaparicióndesaparición de los iones característicos, HH++ y OH y OH--,que se combinan para formar moléculas de aguaagua.
Cl- (ac) + H+ (ac) + Na+ (ac) + OH- (ac) H2O + Cl- (ac) + Na+
(ac)
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Los iones Cl-(ac) y Na+(ac) prácticamente no
han sufrido ninguna modificación, se llaman iones espectadores, por lo que la reacción de neutralización se reduce en esencia a:
H+ (ac) + OH- (ac) H2O
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El ión hidrógeno: H+, no puede existir como tal en disolución acuosa, sino que se encuentra en forma de ión hidronio, H3O+.
Teoría de Brönsted y LowryTeoría de Brönsted y Lowry
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Cuando un ácido se disuelve en agua, es lógico suponer que el ión hidronio se forma por la transferencia de un protón desde la molécula de ácido a una molécula de agua.
HCl + H20 H3O+ + Cl-
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Teniendo esto en cuenta, se pueden explicar las propiedades de bases como el amoniaco, iones carbonato, etc.:
H2O + NH3 NH4+ + OH-
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Las consideraciones anteriores condujeron a los químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry a proponer (en 1923) una nueva definición conceptual de ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos: Base es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido). Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base).
Las reacciones ácido-base según esta definición
son reacciones de transferencia de protones.
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Una reacción ácido-base se puede escribir en la forma general: AH + B ↔ BH+ + A- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 Las especies de cada pareja, AH/A- y BH+/B, que toman parte en toda reacción ácido-base, reciben el nombre de pares ácido-base conjugados.
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Para Lewis son bases bases las sustancias que tienen un par de electrones no compartidos que pueden cederceder con mayor o menor facilidad. Por ejemplo:
H3N: C5H5N:
Teoría de LewisTeoría de Lewis
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La reacción de neutralizaciónreacción de neutralización consiste en que el PAR de electrones de la partícula básica es aceptado por la partícula ácida, formándose un enlace covalente, y da lugar a compuestos de tipo salino.
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Son tres teoríastres teorías que explican las reacciones ácido-base, pero no se contradicen mutuamente, sino que cada teoría expande el modelo anterior y adopta un perspectiva más amplia.
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ACIDOS FUERTES Y DÈBILES
ACIDOS FUERTESACIDOS FUERTES ACIDOS DÈBILESACIDOS DÈBILES•Se ionizan totalmente en agua.•Su ionizaciòn es irreversible•Pueden ser mono, di ò poliproticos.
•Ejemplos HCl, H 2 SO4
HNO3,HBr, HI
•Se ionizan poco en agua.•Tienen una ionizaciòn reversible.•Poseen una constante de ionizaciòn (Ka).•Ejemplos: CH 3COOH,
H 3BO3 , H2 CO 3
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BASES FUERTES Y DÈBILES
BASES FUERTES BASES DÈBILES
• Se ionizan totalmente en agua.•Poseen una ionizaciòn irreversible.•Ejemplos NaOH, KOH
•Se ionizan parcialmente en agua.• Su ionizaciòn es reversible.•Tienen una constante de ionizaciòn (Kb)
•Ejemplos: NH3 ,Mg (OH)2
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IONIZACIÓN:
Proceso mediante el cuál una sustancia al entrar en contacto con el agua, se disocia en sus iones respectivos.
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Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones y por lo
tanto conduce la corriente elèctrica. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o
disociados en medio acuoso.
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Electrolito fuerteElectrolito fuerte :Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible y conduce la electricidad fuertemente. por ejemplo: KOHHCl
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Electrolito débilElectrolito débil :Es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcialmente (se disocia en pequeño porcentaje), con reacciones de tipo reversible y conduce levemente la electricidad. Por ejemplo:
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El agua puraagua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad , pero , en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede
medirse con aparatos muy sensibles . Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones , aunque en concentraciones extremadamente
pequeñas.
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Puesto que el agua es un electrolito débil y puede actuar como ácido y como
base(anfótera), cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de
auto-ionizaciónauto-ionización..
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Esto significa que , si bien en pequeñísima proporción , el agua debe estar disociada
(este proceso se llama , a veces, autoionización (Arrhenius) o autoprotólisis del
agua (Brönsted-Lowry) ) en la forma:
H2O + H2O H3O+ + OH- ácido1 base2 ácido2 base1
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Esta ecuación representa el concepto de Bronsted-Lowry de lo que ocurre; una
molécula de agua que actúa como ácido , dona un protón a otra molécula de agua, que actúa como base. El agua está en equilibrio con iones hidronio e iones hidróxido, pero el
equilibrio está desplazado a la izquierda.
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La concentración de iones hidronio en el agua pura a 25ºC es 0.00000010 ó 1.0 x 10 -7y la
concentración de hidróxido en el agua a 25ºC también es 0.00000010 ó 1.0 x 10-7
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La constante de equilibrio sería:
Keq = [H3O+][OH-] [H2O] [H2O]
Teniendo en cuenta que la concentración del agua es
prácticamente constante , se puede incluir en la constante de equilibrio , que se expresa entonces en la forma :
KwKw = =[H3O+][OH-] = 1,0x10 –14
(a 25 ºC)
Esta constante ,KwKw, se llama: PRODUCTO IÓNICO DEL AGUAPRODUCTO IÓNICO DEL AGUA.
Kw = [HKw = [H33OO++][OH][OH--] = 1,0x10 ] = 1,0x10 –14–14
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A 25º C, en mol/litro
Neutra
[H+] = [OH-] = 10-7
Ácida
[H+] > 10-7 [OH-] < 10-7
Básica
[H+] < 10-7 [OH-] > 10-7
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pH= pH= El negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. pH = - log [H+] Conviene tener muy en cuenta que , debido al cambio de signo en el logaritmo , la escala de pH va en sentido contrario al de la concentración de iones H+ , es decir, que el pH de una disolución aumenta a medida que disminuye [H+] , o sea la acidez.
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Para poder expresar las concentraciones de soluciones ácidas o básicas mediante números sencillos , se utiliza el número del exponente para expresar la acidez. La escala de acidez de Sörensen se conoció más tarde como la escala de pH, del francés pouvoir hydrogène”poder del hidrógeno”
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De la misma forma que el pH, se define también el pOH como el logaritmo decimal negativo, concentración de iones OH-.
pOH = -log [OH-] Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se cumple:
pH + pOH = 14
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DISOLUCIÓN pH [H3O+] [OH-]
Básica
14 13 12 11 10 9 8
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8
100 = 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6
Neutra 7 10-7 10-7
Ácida
6 5 4 3 2 1 0
10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0
10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13
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1.¿Cuál es el pH de una solución con una [H+] de 5.2 x 10-3 M ?
R/ pH 2.28
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2.Cuál es la [H+] del jugo de limón, cuyo pH es de 3.15
R/ 7.079x10-4
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3. ¿Cuál es el pOH de una solución cuyo pH es de 3.33?
R/ pOH= 10.67
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4. Una solución tiene una [H+] de 0.027M ¿Cuál es la [OH-]?
R/ 3.70 X 10 -13 M
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ACIDOS Y BASES DÉBILES
(Disociación y problemas)
EJERCICIOS.CH 3COOH
H 3BO3
H2 CO 3
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