ACIDOS BASES Y ELECTROLITOS Semana Nmero 12 Nota

ACIDOS , BASES Y ELECTROLITOS Semana Número 12 Nota: diapositivas con imágenes finamente proporcionadas por la Licda: Lilian Guzmán Melgar

ACIDOS Y BASES ACIDO Tiene sabor agrio y pueden producir sensación de picazón en la piel. Su nombre vienedel latin acidus = agrio Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas gaseosas BASE Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. Ejemplo; : antiácidos, limpiavidrios, jabón. 2

Definiciones : ARRHENIUS ACIDO : Sustancia que produce iones hidrogeno (H+) cuando se disocia, en agua. El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte en ión Hidronio (H 3 O+). H + + H 2 O → H 3 O + Ej : HCl , HNO 3 , , H 2 SO 4 , H 2 CO 3 HCl + H 2 O → H 3 O+(ac) + Cl - (ac) BASE HCl + H O H+ + Cl 2 Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua. Ejemplo : Na. OH, KOH, Ba(OH)2 Na. OH + H 2 O → Na+ + OH- 3

Definiciones : BRONSTED-LOWRY ACIDO: Sustancia que dona un protón , (ion H+) a otra sustancia. BASE: Sustancia que acepta un protón HCl + NH 3 → NH 4+ + Cl. ACIDO BASE Note el HCl dona un protón al NH 3, el cual lo acepta 4

LEWIS ACIDO : Sustancia que puede aceptar un par de electrones. . BASE: Sustancia puede ceder un par de electrones En el ejemplo de abajo, que el NH 3 es la base porque aporta el par de electrones y el BF 3 es él ácido por que los acepta acido Base acido 5

Tabla comparativa de las diferentes definiciones de ácido y base. CARACTERISTICAS ACIDOS BASES ARRHENIUS Libera H+ Libera OH- BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA UN PAR DE ELECTRONES DONA UN PAR DE ELECTRONES SI SI AGRIO AMARGO Causa picazón JABONOSO, RESBALADIZO ROJO AZUL SIN COLOR FUCSIA NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS LEWIS ELECTROLITOS SABOR SENSACIÓN TORNASOL (PAPEL PH) FENOLFTALEINA NEUTRALIZACIÓN, 6

IONIZACION Proceso mediante el cual una sustancia se disocia en sus iones respectivos. La ionización puede ser reversible ó irreversible Ejemplo ( ácidos, bases y sales) : HCl → H+ + Cl. KOH → K + + OHCH 3 COOH ⇄ CH 3 COO- + H+ NH 3 ⇄ NH 4 + + OHCa. Cl 2 Ca +2 + 2 Cl 7

ELECTROLITOS Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad. FUERTE DEBIL § Se disocian al 100%. § Se disocian en un pequeño %. § Buen conductor de la § Conduce poco la electricidad § Su reacción de ionización es § La reacción de ionización reversible y poseen Ka si son ocurre en un solo sentido ácidos ó Kb si son bases. (irreversible). C 6 H 5 COOH ⇄ H+ + C 6 H 5 COOKOH → K+ + OHNH + H O ⇄ NH 3 2 4 H NO 3 → H++ NO 3 8

Visualización de electrolitos, a través de introducir un aparato en el cual se enciende una bombilla al conducir la electricidad FUERTES DEBILES 9

NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido, en solución o fundidos NO conducen la electricidad. ( En éste caso no se enciende la bombilla) Ej : Aceite • Alcohol • Gasolina • Azúcar azúcar 10

IONIZACION DEL AGUA El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en forma pura, debido a que se ioniza muy poco. H 2 O + H 2 O ⇄ H 3 O+ + OHA 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y +] siguiente tiene[Hel valor. = 0. 00000010 = 1 x 10 -7 M [OH-] = 0. 00000010 = 1 x 10 – 7 M 11

Constante de Producto Iónico del agua (Kw) Kw = [H+] [OH-] Kw = [1. 0 x 10 -7 ] [1 x 10 - 7] Kw = 1. 0 x 10 -14 KH O = 1. 0 x 10 -14 2 12

¿Cómo influye la adición de un ácido (H+)y de una base ( OH-) al agua o soluciones acuosas, en las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ? Si ↑[ H+ ] [OH-] ↓ hasta que [ H+] [OH-] = 1. 0 x 10 -14 Si ↑[OH -] [H+ ] ↓ hasta que [H+] [OH-] = 1. 0 x 10 -14 13

En soluciones Acidas: Acidas [H+] >1. 0 x 10 -7 En soluciones Alcalinas: [H Alcalinas +] < 1. 0 x 10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1. 0 x 10 -7 Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1. 0 x 10 -5 ¿Cuál es la [H+] ? . Se usa Kw y se despeja [H+] Kw [H+] [OH-] = 1 x 10 -14 [ H + ] = 1 x 10 -14 / [ OH - ] [ H + ] = 1 x 10 -14 / 10 x 10 -5 [ H + ] = 1 x 10 -9 14

ACIDOS Y BASES FUERTES ACIDOS FUERTES: Son aquellos que se ionizan totalmente en agua(100%). Tiene una ionización irreversible. Ejemplo : HCl HBr HI H 2 SO 4 HNO 3 Ácido Clorhídrico Ácido Bromhídrico Ácido Yodhídrico Ácido sulfúrico Ácido Nítrico HCl. O 4 Ácido Perclórico 15

ÁCIDOS DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción. § Tienen una ionización reversible § Poseen una constante de ionización (Ka) § HC 2 H 3 O 2 ⇄ H+ + C 2 H 3 O 2 Ka= [H+] [C 2 H 3 O 2 -] [HC 2 H 3 O 2] HCOOH Ácido Fórmico C 3 H 5(COOH)3 Ácido Cítrico H 2 CO 3 Ácido carbónico CH 3 CHOHCOOH Ácido láctico 16

BASE FUERTE Se ionizan totalmente en agua, (100%) § Tiene una ionización irreversible § Na. OH KOH Hidróxido de Sodio Hidróxido de Potasio 17

BASE DEBIL § § § Se ionizan parcialmente en agua Tienen una ionización reversible Poseen una constante de ionización (Kb). NH 4 OH ⇄ NH 4+ + OHKb = [ NH 4+] [OH-] [NH 4 OH] Mg(OH)2 NH 3 Hidróxido de Magnesio Amoniaco 18

p. H El p. H es la medida de la concentración de iones hidronio [H 3 O+ ] ó [ H+] en una solución. Y se calcula: p. H = - log [H+] Ej emplo Calcule el p. H de una solución que posee [ H + ] =0. 00065 p. H = -log 6. 5 x 10 – 4 = 3. 18 19

El agua pura tiene una [H+] = 1 x 10 -7 y un p. H 7. § Toda solución neutra tiene un p. H 7 § Toda solución ácida tiene un p. H menor 7 § Toda solución básica tiene un p. H mayor 7 NEUTRO 1 2 3 4 5 MAS ACIDO 6 7 8 9 10 11 12 13 14 MAS BASICO 20

p. H de algunas sustancias 21

p. OH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-]en una solución: p. OH = - log [OH-] p. H + p. OH = 14 p. H = 14 -p. OH y p. OH = 14 -p. H Eiemplo, si el p. H de una solución es 3. 2. Cual es el valor de el p. OH. ? Resp: p. H + p. OH = 14 – p. H p. OH = 14 – 3. 2 = 10. 8 Ej: Si [OH-] en una solución es 0. 05, cuál será el valor del p. OH. Resp: p. OH = -log [ OH-] p. OH = -log 0. 05 = 1. 30 22

Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de p. H Ø Use las siguientes fórmulas: Ø [H+] = 10 – p. H y [OH -] = 10 - p. OH Ø Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo p. H es 3. 7. Ø Resp: [H+] = 10 -p. H = 10 – 3. 7 = 0. 000199 ó sea [H +] =1. 99 x 10 -4 Ej. Calcule [OH -] si el p. OH de una solución es 2. 8 Ø Resp: [OH - ] = 10 -p. OH = 10 -2. 8 = 0. 00158 Ø = 1. 58 x 10 -3 Ø

Procedimiento para calcular p. H de ácidos fuertes Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos monopróticos ( los que poseen un solo hidrógeno : HCl , HNO 3, etc ), se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [ H + ] es igual a la concentración molar del ácido. Ø EJ # 1 : cual es el p. H de una solución de HCl 0. 066 M Ø Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ] Ø Resp: p. H = - log [H + ] p. H = - log 0. 066 Ø p. H = 1. 18 Ø Ej: Calcule el p. H de una solución de HNO 3 0. 0035 M

Procedimiento para calcular el p. H de bases fuertes Ø Ø Ø La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes , se ionizan casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la Molaridad de la base. Ej: Calcule el p. H de una solución de Na. OH 0. 024 M Considere que [OH -] es igual a la [ Na. OH ] [ OH -] = 0. 024 Resuelva, calculando p. OH = -log 0. 024 = 1. 62, ahora aplique p. H + p. OH = 14 p. H = 14 – p. OH p. H = 14 – 1. 62 p. H = 12. 38. También puede resolverlo aplicando K w = [ H + ] [ OH -] = 1. 0 x 10 – 14, despejar [ H +] [H +] = 1 x 10 -14 / [OH] [ H + ] = 1 x 10 -14 /0. 024 = 4. 16 x 10 -13 p. H = -log [H +] p. H = – log 4. 16 x 10 -13 Ø p. H = 12. 38 Ø Entonces Ø Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta

Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el p. H de las sigs, soluciones: 1) [H+] = 2. 5 x 10 -5 4) p. OH = 4. 2 2) Na. OH 0. 020 M 5) HCl 0. 50 M 3) [OH-] = 2. 0 x 10 -8 6) Na. OH 0. 28 M Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con : 7) p. H= 5. 5 8) p. OH = 4 9) p. H = 1. 8 26

Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles. Considere el siguiente ácido débil. Ø CH 3 COOH + H 2 O * CH 3 COO - + H + Ø Ka = [CH 3 COO - ] [ H + ] Ø [ CH 3 COOH ] Ø Considere la siguiente base débil Ø CH 3 NH 2 + H 2 O * CH 3 NH 3 + + OH – Kb = [ CH 3 NH 3 + ] [ OH -] [ CH 3 NH 2] * Note no se toma en cuenta la [ H 2 O] en la Ka y Kb, los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador. Ø

% de Ionización en ácidos y bases débiles, como éstos se ionizan en pequeño porcentaje, se calcula el % de ionización de la siguiente manera Ácidos : % de ionización = [H+] x 100 [ácido] Bases: % de Ionización = [OH-] x 100 [base ] 28

Ø Calcule la [H+], el p. H y el % de ionización en una solución 0. 3 M de ácido acético ( CH 3 COOH) con Ka=1. 8 x 10 -5. Resolución: CH 3 COOH CH 3 COO- + H+ x x Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces Ka = [CH 3 COO-] [H+] 1. 8 x 10 -5 = (x)(x) l. 8 x 10 -5 = X 2 [CH 3 COOH ] 0. 3 X 2 = 1. 8 x 10 -5 (0. 3) X =√ 5. 4 x 10 -6 Como X = [H+] 0. 3 x = 2. 32 x 10 -3 [H+] = 2. 32 x 10 -3 p. H = -log [H+] = -log 2. 32 x 10 -3 = 2. 63 p. H = 2. 63. También podemos calcular el % de ionización de la sig. Manera: % ionización = [H+] x 100 % ionización = 2. 32 x 10 -3 x 100 [CH 3 COOH] 0. 3 = 0. 77 %

Ejemplo de cómo calcular Ka y p. H a partir de el % de ionización. Ø Calcule Ka y el p. H de una solución 0. 25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %. Ø Ø Resolución a- Escriba reacción de ionización del ácido fórmico: Ø HCOOH HCOO - + H+ Ø Las concentraciones son Ø [ HCOOH] = 0. 25 ( valor ya dado en el problema) [ HCOO - ] = 6 x 0. 25 /100 = 1. 5 x 10 - 2 [H+ ] = 6 x 0. 25 / 100 = 1. 5 x 10 -2 Ø Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ø [ HCOOH ] Ø Ka = 2. 25 x 10 – 4 Ø Ø p. H = - log [ H + ] Ka = (1. 5 x 10 -2) ( 1. 5 x 10 -2] ( 0. 25 ) p. H = - log 1. 5 x 10 - 2 = 1. 82

EJERCICIOS 1)Para una solución de ácido acético (HC 2 H 3 O 2) 0. 10 M calcular : El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1. 8 x 10 -5. HC 2 H 3 O 2 ⇄ H+ + C 2 H 3 O 22) Calcule el p. H y % de ionización de una solución de anilina 0. 05 M, Kb = 4. 5 x 10 -10. C 6 H 5 NH 2 ⇄ C 6 H 5 NH 3+ + OH 31