SEMANA 12 CIDOS BASES Y ELECTROLITOS QUMICA 2016

SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS QUÍMICA 2016 1

ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Ácidos, Bases y Electrolitos Definición de ácido y base según: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Definición de electrolitos: Fuertes y débiles No electrolitos Ionización de: Agua (Kw) Ácidos y bases fuertes Ácidos y bases débiles (Ka, Kb y % de ionización) Definición de: p. H, p. OH, [H+], [OH-] Escala de acidez. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Laboratorio: Ácidos, bases y electrolitos. 2

ACIDOS Y BASES ACIDO BASE Del latín Acidus= agrio Ej: vinagre, jugo de limón, HCl, H 2 SO 4. Tienen un sabor agrio o ácido y pueden producir sensación de picazón en la piel. Ej: antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa-desagües, Na. OH, Al(OH)3 Que tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel. 3

Definición de Ácido y Base según Arrhenius • ÁCIDO: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones H+ (H 3 O+) (también llamado protón) • BASE: Sustancia que al disociarse en solución acuosa produce iones Hidroxilo (OH- ) H + + H 2 O → H 3 O + Ej: Na. OH, KOH, Ba(OH)2 Ej: HCl, HNO 3 , H 2 SO 4, H 2 CO 3 Disociación de la base: Na. OH + H 2 O → Na+ + OHKOH + H 2 O → K+ + OHBa(OH)2 + H 2 O → Ba++ 2 OH- Disociación del ácido: HCl → H+ + Cl HNO 3 → H+ + NO 3 - 4

Definición de Ácido y Base según Bronsted-Lowry • ACIDO Sustancia que dona iones H+ (protón) a otra sustancia. • BASE Sustancia que acepta iones H+. HCl + NH 3→ NH 4+ + Cl. ACIDO BASE 5

Definición de Ácido y Base según LEWIS • ACIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otra sustancia. • BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones a otra sustancia. 6

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 PAPEL PH (TORNASOL) FENOLFTALEINA NEUTRALIZACIÓN, 7

IONIZACIÓN Ó DISOCIACIÓN DE ACIDOS, BASES Y SALES Es la separación o disociación de un compuesto en sus iones (+) y iones (–) al estar en solución acuosa. La disociación puede ser total, en un 100 % ( ) o parcial, en muy bajo % (⇄ ). Ej: HCl → H+ + Cl. KOH → K + + OHCH 3 COOH ⇄ CH 3 COO- + H+ NH 3 ⇄ NH 4+ + OHCa. Cl 2→ Ca +2 + 2 Cl 8

ELECTROLITOS Sustancias que en solución acuosa se disocian en iones y CONDUCEN LA ELECTRICIDAD. Pueden ser: ELECTROL. FUERTE ELECTROLITO DÉBIL § Se disocian al 100%. § Buen conductor de la electricidad Su reacción de ionización es irreversible KOH → K+ + OH- § Se disocian en un pequeño %. § Conduce poco la electricidad. § Su reacción de ionización es reversible H 2 CO 3 ⇄ 2 H+ + CO 3 NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4+ + OH- H 2 SO 4 → 2 H++ SO 4 -2 9

ELECTROLITOS FUERTES DEBILES 10

NO ELECTROLITO Sustancias que en estado líquido o solución, NO conducen corrientes eléctricas. Ejemplo • Alcohol • Gasolina • Azúcar azúcar 11

Aplicación del % de Ionización en electrolitos fuertes y débiles 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 Na. OH 0. 22 M? 3. ¿Cuál es el % de ionización de una solución de CH 3 COOH 0. 13 M que tiene una [H+]de 0. 011 M? 4. ¿Cuál es la [OH-] de una solución de NH 4 OH 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. H 2 O + H 2 O ⇄ H 3 O+ + OHA 25 o 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 ó Ka) Kw = [H+] [OH-] =1. 0 x 10 -14 Si el agua es pura, su Kw ó Ka es: Kw =[1. 0 x 10 -7 ] [1 x 10 - 7] =1. 0 x 10 -14 Kw = 1. 0 x 10 -14 ó 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? Recordar que Kw es un constante y no debe cambiar su valor 1. 0 x 10 -14 Al agregar un ácido se liberan H+ [ H+] Si ↑[ H+ ], [OH-] ↓ hasta que [ H+] x [OH-] = 1. 0 x 10 -14 influye la adición Al añadir una base, se liberan OH- [OH-] Si ↑[OH-], [H+ ] ↓ hasta que [H+] x [OH-] = 1. 0 x 10 -14 15

En soluciones Acidas: Acidas [H+] es mayor que 1. 0 x 10 -7 En soluciones Alcalinas: Alcalinas [H+] es menor que 1. 0 x 10 -7 En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1. 0 x 10 -7 Aplicación: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1. 0 x 10 -5 ¿Cuál es la [H+] ? Se usa Kw = [H+] [OH-] =1. 0 x 10 -14 y se despeja [H+] R: [H +] = 1 x 10 -9 M 16

ACIDOS Y ACIDOS y BASES FUERTES: BASES FUERTES Se ionizan casi en un 100% • • Tienen una ionización irreversible • No tienen constantes de ionización (Ka), (Kb) Ej: HCl Ácido Clorhídrico HBr Ácido Bromhídrico HI Ácido Yodhídrico H 2 SO 4 Ácido sulfúrico HNO 3 Ácido Nítrico 17

ÁCIDOS DÉBILES § Se ionizan muy poco (es reversible) § Tienen una constante de ionización (Ka) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la Constante de Equilibrio: Ejemplo: x x ácido acético HC 2 H 3 O 2 ⇄ H+ + C 2 H 3 O 2 Ka = [H+] [C 2 H 3 O 2 -] = (x) = x 2 [HC 2 H 3 O 2] 18

ÁCIDOS DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Ka) HCOOH Ka=2. 1 x 10 - 4 HF Ka = 7. 2 x 10 - 4 Ácido Fórmico HCN Ka = 4. 9 x 10 -10 Acido cianhídr ico CH 3 CHOHCOOH Ácido fluorhídri láctico 4 co Ka = 1. 4 x 10 19

BASES DEBILES § Se ioniza muy poco y es reversible. § Tienen una constante de ionización (Kb) que se encuentra en tablas y se puede calcular con la Expresión de la constante de equilibrio Keq: x x Ej: amoníaco NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4+ + OHKb = [ NH 4+] [ OH -] = x 2 [NH 3] (NO se toma en cuenta el H 2 O en la expresión de Kb ni en Ka) 20

BASES DÉBILES Ejemplos de ácidos débiles y sus constantes (Kb) C 6 H 5 NH 2 NH 3 Kb: 4. 0 x 10 -10 Kb = 1. 8 x 10 -5 Anilina Amoniaco 21

p. H (potencial de hidrógeno) Es la medida de la concentración de iones [ H+] ó hidronio [H 3 O+ ] en una solución [H+]=10– p. H Y se calcula con: p. H = - log [H+] Ej: 1. El p. H de una solución que tiene [H+] de 1 x 10 -6 p. H=6 2. El p. H de una solución que tiene 0. 00065 [H+] p. H = -log 6. 5 x 10– 4 = 3. 18 22

LA ESCALA DE p. H (de 1 a 14) 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 23

p. H DE ALGUNAS SUSTANCIAS 24

p. OH Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-] en una solución [OH -] = 10 - p. OH y se calcula con la fórmula: p. OH = - log [OH-] En toda solución acuosa : p. H + p. OH = 14 Ej. 1. Si el p. H de una solución es 3. 2 ¿Cuál es el valor del p. OH? p. OH = 10. 8 2. Si [OH-] en una solución es 0. 05 ¿Cuál es el valor del p. OH y el p. H, es básica ó alcalina? p. OH = 1. 30 p. H = 12. 7 Es básica ó alcalina. 25

3. Si [OH-] en una solución es 0. 05, calcule el valor del p. OH, el p. H, la concentració de [ H +], es ácida ò alclina? R: p. OH = 1. 30 p. H =12. 7 Es básica ó alcalina. Para calcular [H+ ], use Kw : [ H+] [OH-] = 1 x 10 -14 [ H+] = 2 x 10 -13 M 26

Ejercicios 1. ¿Cual es el p. H de una solución de HCl 0. 066 M ? La [H+] es igual a la [HCl] por ser electrolito fuerte. R: p. H = - log [H + ] p. H = 1. 18 2. Calcule el p. H de una solución de Na. OH 0. 024 M La [OH-] es igual a la [Na. OH] por ser electrolito fuerte. R: p. H = 12. 38 27

Cálculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de valores de p. H • Se utilizan las siguientes fórmulas: [H+]=10 – p. H [OH -]=10 - p. OH ó [H+]= _ 1____ antilog p. H Ej: 1. Calcule [H+] de una solución cuyo p. H es 3. 7. R: [H+] = 10 -p. H = 10 – 3. 7 = 0. 000199 [H +] =1. 99 x 10 -4 2. Calcule [OH -] si el p. OH de una solución es 2. 8 R: [OH - ] = 10 -p. OH = 10 -2. 8 = 0. 00158 [OH-] = 1. 58 x 10 -3

Resuelve los siguientes ejercicios Calcular el p. H de las siguientes 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 29

Calcular 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 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: 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 x = 2. 32 x 10 -3 Como x = [H+] = 2. 32 x 10 -3 p. H = -log [H+] = -log 2. 32 x 10 -3 = 2. 63 p. H = 2. 63 Ahora calcular el % de ionización: % ionización = [H+] x 100 [CH 3 COOH] % ionización = 2. 32 x 10 -3 x 100 = 0. 77 % 0. 3

Calcular Ka y p. H a partir de el % de ionización: Calcule Ka y el p. H 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 M Ambas son iguales, se ionizan en la misma proporción Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1. 5 x 10 -2) ( 1. 5 x 10 -2] [ HCOOH ] ( 0. 25 ) Ka = 2. 25 x 10 – 4 p. H = -log [H +] p. H = -log 1. 5 x 10 - 2= 1. 82 p. H = 14 -p. OH p. H = 14 -2. 38 =11. 62 % de ionización = [ OH - ] = 100 [ C 9 N 3 H] % ionización = 4. 2 x 10 -3 = 1. 4 % 0. 3

EJERCICIOS con ácidos y bases débiles (electrolitos débiles) 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 3. ¿Cuál es la Ka y el p. H de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0. 3 M ionizada un 3. 2%? HF ⇄ H+ + F 32

Calcule el p. H de una solución de 0. 3 M de trimetilamina C 3 H 9 N si Kb = 6. 0 x 10 -5 C 3 H 9 N + H 2 O ⇋ C 3 H 9 NH + + OHx x Kb = [C H NH+] [OH-] 3 9 [C 3 H 9 NH ] 6 x 10 -5 = (x)(x) /0. 3 X =√ 6 x 10 -5 x 0. 3 = 4. 2 x 10 -3 como X = [OH -] [ OH-] = 4. 2 x 10 -3 • p. OH = –log 4. 2 x 10 -3 = 2. 38 33