TEMA N°1

Ácido - Base

9.2 Relación fuerte-débil mezclas de ácidos9.4 Equilibrio ácido base9.5 Escala pH9.6 Amortiguadores9.7 Análisis de Kjeldah

Teoría de Arrhenius

• Ácidos: especies que disueltos en agua, producen un aumento en la concentración de iones hidrógeno o protones (H+)

• Base: sustancia que disuelta en agua liberan iones hidróxido (OH- )

NaOH → Na+ + OH-

H2SO4 → SO42- + 2H+

Teoría de Bronsted-Lowry

• Ácidos de Brønsted: molécula o ión que es capaz de donar un protón (H+).

• Bases de Brønsted: especie con capacidad de aceptar un protón.

• Propiedades de ácidos

Sabor agrioReaccionan con metales para

formar H2

• Propiedades de bases

Sabor amargoSon jabonosos al tacto

Anfoterismo

Una sustancia es anfótera cuando es capaz de actuar como ácido o como base.• Como Ácido: cuando se combina con una base más

fuerte que ella• Como Base: cuando se combina con algo más ácido

que ella

Autoionización del Agua

H2O + H2O H3O+ + OH-

o simplemente

H2O H+ + OH-

Sustancias AnfóterasEjemplo: agua

NH3 + H2O NH4+ + OH-

HCl + H2O H3O+ + Cl-

OHKOHH 2

OHKx 214101

Relación entre las concentraciones de

reactivos y productos presentes en el

equilibrio de cualquier reacciónEn soluciones neutras

H3O+ = OH-

=1x10-7moles/Litro

Problema

• Calcule la concentración de H+ en una solución acuosa donde [OH-] es 1.8x10-9M. La temperatura de la solución es 25°C.

Escala de pH

• pH: logaritmo negativo de base 10 de la concentración de [H+]

Kw=[H+][OH-]log Kw = log [H+] + log [OH–]–14 = log [H+] + log [OH–]14 = –log [H+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

pH=–log [H+]

Escala de pH

• pH: logaritmo negativo de base 10 de la concentración de [H+]

pH=–log [H+]

• ¿Cómo se determina experimentalmente el pH de una solución?

• Calcular el pH de una solución cuya concentración de H+ es 1x10-3

• ¿Esta solución es ácida o básica?

Problema

Fuerza de ácidos

Ácidos fuertesSe disocian

completamente en solución acuosa

Ácidos débilesSe disocian parcialmente

en solución acuosa

Constantes de IonizaciónÁcidos y Bases débiles

Constantes de IonizaciónÁcidos y Bases débiles

Constantes de IonizaciónÁcidos y Bases débiles

• Un estudiante preparó una solución de ácido fórmico 0.1 M. El pH de la solución es 2.38. Calcule la Ka del ácido fórmico.

HCOOH H++ HCOO-

Constantes de IonizaciónÁcidos y Bases débiles

• Un estudiante preparó una solución de ácido fórmico. El pH de la solución es 2.38. Calcule la Ka del ácido fórmico. La concentración de la disolución es 0.1M

HCOOH H+ + HCOO-

Inicial

Cambio

Equilibrio

Problema

El ácido acético tiene un valor de Ka=1.8x10-5

Cuál es el pH de una solución 0.3 M de ácido acético.

Inicial

Cambio

Equilibrio

Amortiguadores

Soluciones que pueden resistir los cambios bruscos de pH cuando se añade ácido o base fuerte

Están formados por:

Ácido débil+

Sal del ácido débil

Ecuación de Henderson Haselbalch

• Ayuda a predecir el comportamiento de un amortiguador

• Relaciona el pH al cual es efectivo

• Las concentraciones de los componentes del sistema

¿Cuál es la función de un amortiguador?

¿Cómo funciona un amortiguador?

Importancia Biológica de los amortiguadores

• pH compatible con la vida• El pH de la sangre• El pH de la saliva• Principales amortiguadores

biológicos• Actividad de enzimas• Equilibrio ácido-base

Constantes de IonizaciónÁcidos y Bases débiles

Problema

• ¿Cuál es el pH de un amortiguador compuesto por ácido láctico 0.12M y lactato de sodio 0.10M? La Ka del ácido láctico es de 1.4x10-4M.

Problema