SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS

Definición de ácido y base según:

• Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis

Definición de:• Electrolitos fuertes y débiles. • No electrolitosIonización de: • Agua (Kw) • Ácidos y bases, fuertes y débiles (Ka, Kb y % de ionización)

pH, pOH, [H+], [OH-] , escala de acidez

Cálculos y ejercicios (con ácidos y bases, fuertes débiles)Importancia Biológica

LABORATORIO 12: Ácidos, bases y electrolitos

ACIDOS Y BASES

ACIDO

Del latín Acidus= agrioEj: vinagre, jugo de limón, HCl, H2SO4.Tienen un sabor a agrio ácido y pueden producir sensación de picazón en la piel.

BASE

Ej: antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües, NaOH, Al(OH)3

Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.

2

Definición de Ácido y Base según Arrhenius

• ÁCIDO:Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones H+ (H3O+) (también llamado protón) H+ + H2O → H3O+

Ej: HCl,HNO3 ,H2SO4,H2CO3

Disociación del ácido:HCl → H+ + Cl -

HNO3 → H+ + NO3-

• BASE:Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones Hidroxilo OH-

Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2

Disociación de la base:NaOH + H2O → Na+ + OH-

KOH + H2O → K+ + OH-

Ba(OH)2 + H2O → Ba++ 2 OH-

Definición de Ácido y Base segúnBronsted-Lowry

• ACIDOSustancia que dona iones H+ (protón) a otra sustancia.

• BASESustancia que acepta iones H+.

HCl + NH3→ NH4+ + Cl-

ACIDO BASE

• ACIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otra sustancia.

• BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones a otra sustancia.

Definición de Ácido y Base según LEWIS

CARACTERISTICAS ACIDOS BASES

ARRHENIUS Libera H+ Libera OH-

BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+

LEWIS ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES

DONA UN PAR DE ELECTRONES

ELECTROLITOS SI SI

SABOR AGRIO AMARGO

SENSACIÓN Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO

TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL

FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA

NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS

6

IONIZACIÓN Ó DISOCIACIÓN DE ACIDOS, BASES Y SALES

• Es la separación o disociación de los iones + y los iones – de un compuesto al estar en solución acuosa. La disociación puede ser total (al 100 %) o parcial (muy bajo %).

Ej: HCl → H+ + Cl-

KOH → K + + OH-

CH3COOH CH⇄ 3COO- + H+

NH3 NH⇄ 4+ + OH-

CaCl2→ Ca +2 + 2 Cl-

8

ELECTROLITOSSustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad.

FUERTE DEBIL Se disocian al 100%. Buen conductor de la

electricidad La reacción de ionización

ocurre en un solo sentido (irreversible).

KOH → K+ + OH-

H2SO4 → 2H++ SO4-2

Se disocian en un pequeño %. Conduce poco la electricidad. Su reacción de ionización es

reversible

H2CO3 2H⇄ + + CO3-

NH3 + H2O NH⇄ 4+ + OH-

ELECTROLITOSFUERTES DEBILES

9

10

NO ELECTROLITO

Sustancias que en estado líquido o solución, NO conducen corrientes eléctricas. Ejemplo • Alcohol• Gasolina• Azúcar

azúcar

azúcar

azúcar

azúcar

Aplicación del % de Ionización

1. ¿Cuál es la [H+] y el % de ionización de una solución de HCl 0.15 M ?2. ¿Cuál es la [OH-] y el % de ionización de una solución de NaOH 0.22 M?3. ¿Cuál es el % de ionización de una solución de CH3COOH 0.13 M que tiene una [H+]de 0.011M?

4. ¿Cuál es la [OH-] de una solución de NH4OH 0.3 M que se ioniza en un 12% ?

12

IONIZACION DEL AGUA

El agua se ioniza muy poco, por lo que es mala conductora de electricidad.

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-

A 25o C el agua pura contiene concentraciones molares iguales de:

[H+] = 0.00000010 = 1 x 10 -7 M

[OH-] = 0.00000010 = 1 x 10 – 7 M

13

Constante de Producto Iónico del agua (Kw)

Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14

En agua pura:Kw =[1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7] =1.0 x10 -14

Kw = 1.0 x10 -14 ó

Kagua=1.0 x10 -14

14

¿Cómo cambian las concentraciones de iones hidrógeno (H+) e hidroxilo (OH-) del agua o de las

soluciones acuosas, cuando se les agrega un ácido o una base.

influye la adiciónAl añadir un ácido se liberan H+ [ H+] Si ↑[ H+ ] [OH-] ↓ hasta que [ H+] x [OH-] = 1.0x10 -14

Al añadir una base, se liberan OH- [OH-]Si ↑[OH -] [H+ ] ↓ hasta que [H+] x [OH-] = 1.0x10 -14

15

En soluciones Acidas: [H+] mayor que 1.0x10 -7

En soluciones Alcalinas: [H+] menor que 1.0x10 -

7

En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7

Aplicación: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0 x10 -5 ¿Cuál es la [H+] ? Se usa Kw = [H+] [OH-] =1.0 x10 -14

y se despeja [H+]R: [H +] = 1 x 10 -9 M

16

ACIDOS YACIDOS y BASES FUERTES:

BASES FUERTES

• Se ionizan casi en un 100% • Tienen una ionización irreversible• No utilizan constantes de ionización (Ka), (Kb)Ej: HCl Ácido Clorhídrico

HBr Ácido Bromhídrico

HI Ácido Yodhídrico

H2SO4 Ácido sulfúrico

HNO3 Ácido Nítrico

17

ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción y es reversible Tienen una constante de ionización (Ka) que se encuentra en

tablas y se puede calcular asi: Ejemplo: ácido acético HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2

-

Ka = [H+] [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Ka)

HCOOHKa= 2.1x10 -4

Ácido Fórmico HCN

Ka= 4.9 x10-10

Acido cianhídrico

H FKa = 7.2 x 10 -4

Ácido fluorhídrico

CH3CHOHCOOH

Ka = 1.4 x 10- 4

Ácido láctico

18

BASE DEBIL Se ionizan en pequeña proporción y es reversible Tienen una constante de ionización (Kb) que se

encuentra en tablas y se puede calcular así: Ej: amoníaco NH3 + H2O ⇄ NH4

+ + OH-

Kb = [ NH4+] [ OH -]

[NH3](NO se toma en cuenta el H2O en la expresión de Kb ni en Ka)

Ejemplo de bases débiles

C6H5NH2 Kb: 4.0 x 10 -10 Anilina

NH3 Kb = 1.8 x 10 -5 Amoniaco

19

El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+] en una solución [H+] = 10 – pH

Y se calcula:Ej: 1. Calcule el pH de una solución que tiene [H+]

de 1x10-6 pH=62. Calcule el pH de una solución que tiene [H+]=0.00065 pH = -log 6.5 x 10– 4 = 3.18

pH = - log [H+]

pH

20

1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13 14 7

NEUTRO

MAS BASICOMAS ACIDO

El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7. Toda solución neutra tiene un pH 7 Toda solución ácida tiene un pH menor 7 Toda solución básica tiene un pH mayor 7

Algunos pH

21

22

pOHEs la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución [OH -] = 10 - pOH

y se calcula:

Para toda solución acuosa :pH + pOH = 14 Ej. 1. Si el pH de una solución es 3.2 ¿Cuál es el valor del pOH.? R: pOH = 10.82. Si [OH-] en una solución es 0.05 ¿Cuál es el valor del pOH y el pH, es básica ó alcalina? pOH = 1.30pH = 12.7 Es básica ó alcalina.

pOH = - log [OH-]

3. Si [OH-] en una solución es 0.05, calcule el valor del pOH, el pH, la concentració de [ H +], es ácida ò alclina? R: pOH = 1.30 pH =12.7 Es básica ó alcalina.

Para calcular [H+ ], use Kw :[ H+] [OH-] = 1x 10 -14 [ H+] = 2 x 10 -13 M

23

Ejercicios

1. ¿Cual es el pH de una solución de HCl 0.066 M ?La [H+] es igual a la [HCl] por ser electrolito fuerte.R: pH = - log [H + ] pH = 1.182. Calcule el pH de una solución de NaOH 0.024 MLa [OH-] es igual a la [NaOH] por ser electrolito fuerte. R: pH = 12.38

Cálculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de pH

• Use las siguientes fórmulas: [H+]=10– pH [OH -]=10- pOH ó [H+]= _ 1____ antilog pHEj: 1. Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7.R: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = 0.000199 [H +] =1.99 x 10 -42. Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8R: [OH - ] = 10 -pOH = 10 -2.8 = 0.00158 [OH-] = 1.58 x 10 -3

26

Resuelve los siguientes ejercicios

Calcular el pH de las siguientes soluciones:1) [H+] = 2.5 x 10 -5 4) pOH = 4.22) NaOH 0.020 M 5) HCl 0.50 M3) [OH-] = 2.0 x10 -8 6) NaOH 0.28MCalcule la [H+] y [OH-] en soluciones con :7) pH= 5.5 8) pOH = 4 9) pH = 1.8

Calcular la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético (CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5

CH3COOH CH3COO- + H+

x xComo no conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de

X a cada una de las especies ionizadas:

Ka = [CH3COO-] [H+] 1.8 x 10-5 = (x)(x) l.8x10-5 = X2

[CH3COOH ] 0.3 0.3X 2 = 1.8 x 10 -5 (0.3) X =√ 5.4 x 10 -6 x = 2.32 x 10 -3

Como x = [H+] [H+] = 2.32 x 10 -3 pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63 pH = 2.63 Ahora calcular el % de ionización:% ionización = [H+] x100 [CH3COOH] % ionización = 2.32 x 10 -3 x100 = 0. 77 % 0.3

Calcular Ka y pH a partir de el % de ionización:Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. HCOOH HCOO ⇋ - + H +

• Las concentraciones son [ HCOOH] = 0.25 [HCOO -] = 6 % = 1.5 x 10 -2 MAmbas son iguales, se ionizan en la misma proporciónKa = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2] [ HCOOH ] ( 0.25 ) Ka = 2.25 x 10 – 4 pH = -log [H +] pH = -log 1.5 x 10- 2= 1.82pH = 14-pOH pH = 14-2.38 =11.62% de ionización = [ OH - ] = 100 [ C9N3H]

% ionización = 4.2 x 10 -3 = 1.4 % 0.3

29

EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles)

1. Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 .

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

2. Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10.

C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

3. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%?

HF ⇄ H+ + F-

Calcule el pH de una solución de 0.3 M de trimetilamina C3H9N si Kb = 6.0 x 10 -5

C3H9N + H2O C⇋ 3H9NH + + OH-

x x

Kb = [C3

H9

NH+] [OH-]

[C3H9NH ]

6 x 10-5 = (x)(x) /0.3X =√ 6 x 10 -5 x 0.3 = 4.2 x 10 -3

como X = [OH -] [ OH-] = 4.2 x 10 -3

• pOH = –log 4.2 x 10-3 = 2.3830