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Ácidos y Bases

               Compilado por:
                         Javier Garza Niño
                         Javier Garza Niño




Programa de Química II
Programa de Química II
H2CO3   CO2 + H2O
Ácido fórmico

                     O

 vinagre
                 H       OH




Ácido acético
Ácido cítrico
ÁCIDO: Sustancias que al disolverse
en agua, aumentan la concentración
de iones H+.

Limitaciones:
      * solo para disoluciones acuosas.


                             Svante August Arrhenius
                                           (1859-1927)
BASE: Las bases son sustancias
que al disolverse en agua,
aumentan la concentración de
iones OH–.

Limitaciones:
      * solo para disoluciones acuosas.

                              Svante August Arrhenius
                                            (1859-1927)
1932-Teoria ácido-base




Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)




                             Thomas Martin Lowry
                                          (1874-1936)
Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno

         Definición Bronsted-Lowry




                                        Ión hidronio
Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno
          Definición Bronsted-Lowry




                                          Ión hidroxilo


  La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases
         incluye a la de Arrhenius y la amplía
Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+)
Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+)




                                ácido       base
base          ácido
                              conjugado   conjugada
Par Ácido-base conjugado

• Siempre que una sustancia se comporta como
  ácido (dona H+) hay otra que se comporta como
  base (acepta H+).



• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
  “base conjugada” y cuando una base acepta H+
  se convierte en su “ácido conjugado”.
Pierde H+




HNO2 + H2O                                NO2     -
                                                        +       H3O+
acido              base              Base conj.       Acido conj.




 Prof.Tatiana Zuvic M.               Gana H+
Gana H+




NH3    +   H2O                NH4+        +      OH   -

Base       Acido   Ac conj.         Base conj.




                     Pierde de H+
Teoría de Lewis
Ácidos:
 “Es una sustancia que puede
 aceptar un par de electrones
 y formar un enlace covalente
 coordinado”.                 Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)




              F         H               F   H
           F B     +    N H          F B    N H
                       ••




              F         H               F   H
           ácido       base
Teoría de Lewis

Bases:
   “Una sustancia que
 puede donar un par de
 electrones para formar
 un enlace covalente        Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)

 coordinado”.
Electrolitos fuertes y débiles

Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación
iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos),
que en disolución, se disocian en cationes y aniones




Cationes: especie química con carga neta positiva


 Aniones: especie química con carga neta negativa
Electrolitos fuertes y débiles
Ácido fuerte                    Ácido débil
Antes de la     En el      Antes de la      En el
Ionización    equilibrio   Ionización
                                          equilibrio
Electrólito fuerte: Están totalmente disociados
                  H2O
       NaCl (s)          Na+ (ac) + Cl- (ac)




  Electrólito débil: no se disocia por completo

    CH3COOH             CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Ácidos débiles son electrólitos débiles

    HF (ac) + H2O (l)       H3O+ (ac) + F- (ac)
    HNO2 (ac) + H2O (l)        H3O+ (ac) + NO2- (ac)
    HSO4- (ac) + H2O (l)       H3O+ (ac) + SO42- (ac)
    H2O (l) + H2O (l)      H3O+ (ac) + OH- (ac)



Ácidos fuertes son electrólitos fuertes

  HCl (ac) + H2O (l)       H3O+ (ac) + Cl- (ac)
  HNO3 (ac) + H2O (l)        H3O+ (ac) + NO3- (ac)
  HClO4 (ac) + H2O (l)       H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
  H2SO4 (ac) + H2O (l)        H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
Bases débiles son electrólitos débiles

  F- (ac) + H2O (l)        OH- (ac) + HF (ac)
  NO2- (ac) + H2O (l)         OH- (ac) + HNO2 (ac)




Bases fuertes son electrólitos fuertes
               H2O
   NaOH (s)           Na+ (ac) + OH- (ac)
              H2O
   KOH (s)           K+ (ac) + OH- (ac)
                 H2O
   Ba(OH)2 (s)          Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida



          HA (ac) + H2O (l)        H3O+ (ac) + A- (ac)

               HA (ac)         H+ (ac) + A- (ac)

                              [H+][A-]
                         Ka =
                               [HA]

            Ka es la constante de ionización ácida

                                      ácido débil
                  Ka
                                        fuerza

                           pKa = -log Ka
El ácido nicotínico es un ácido orgánico
monoprótico débil que podemos representar como
HA.


Se encontró que una disolución diluida de ácido
nicotínico contenía las siguientes concentraciones
de equilibrio a 25 °C.

[HA] = 0,019 M; [H+] = [A-] = 5,2 x 10-4 M.

¿Cuál es el valor de Ka?
Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido
sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10 -7 y
2,5x10-4 respectivamente. ¿Cuáles son sus
valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor
acidez?
                     [HA] ionizado
    % ionización =                 x100%
                      [HA] inicial


 Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un
 ácido cualquiera, HA, está ionizado un
 4,2 % Calcular su constante de ionización.
ACIDOS FUERTES


                                  Después de la disociación,
Antes de la disociación                en el equilibrio




               Disociación de un ácido fuerte



          HCl                         H++ Cl-
ACIDOS Y BASES DEBILES


                                 Después de la disociación,
Antes de la disociación               en el equilibrio




              Disociación de un ácido debil



AH         H +A
             +     -               Ka = [H+][A-] / [AH]

                                    Constante de disociación ácida
Bases débiles y su constante de ionización básica

      NH3 (ac) + H2O (l)      NH4+ (ac) + OH- (ac)


                          [NH4+][OH-]
                     Kb =
                            [NH3]

          Kb es la constante de ionización básica

                                    fuerza
                Kb
                                 de base débil


                      pKb = -log Kb
Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un ion H +.
Por ejemplo el H3PO4 es triprótico.




La constantes sucesivas siempre van disminuyendo
Ácido cítrico
Propiedades ácido-base del agua (anfótero)

           H2O (l)          H+ (ac) + OH- (ac)

           autoionización del agua

                                       + + H     -
 H   O   + H   O             [   H O H   ]   O
     H         H                   H


                               ácido
                     base
                             conjugado
           H2O + H2O           H3O+ + OH-
           ácido                     base
                                   conjugada
El producto iónico del agua

                                     [H+][OH-]
H2O (l)    H+ (ac) + OH- (ac)   Kc =             [H2O] =constante
                                       [H2O]

                   Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las
concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una
temperatura particular.


                      A 250C
            Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde

           [H+] = 6,2 x 10-4.


Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en
cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular
la concentración de los iones [H+].
Soluciones diluidas [H+] = [moles/litro]   con potencia
negativa de 10.

Por ejemplo la [H+] en una solución saturada de CO2 es
        1,3 x 10-4 M, y en una solución 0,5 M de ácido
acético es 3 x 10-3 M.

Para lograr que la notación sea compacta y la expresión
breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz
Sorensen (1868-1939) propuso en 1909 una medida
más práctica llamada pH y definida como el logaritmo
negativo de la concentración del ion hidrógeno (en
moles/litro):
                       pH = -log [H+]
El pH: una medida de la acidez

                         pH = -log [H+]


La disolución es                       A 250C
     neutra      [H+] = [OH-]       [H+] = 1 x 10-7    pH = 7
      ácida      [H+] > [OH-]       [H+] > 1 x 10-7    pH < 7
     básica      [H+] < [OH-]       [H+] < 1 x 10-7    pH > 7


                         pH            [H+]


                                7
              ácida                           básica
                                                           pH
pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

    pH + pOH = 14.00
El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región
en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del
ion H+ del agua de lluvia?


La concentración de iones OH- de una muestra de sangre
es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?




 El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será
    la [OH–] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
        HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
Inicial 0.002 M                  0.0 M      0.0 M
         HNO3 (ac) + H2O (l)     H3O+ (ac) + NO3- (ac)
Final    0.0 M                  0.002 M 0.002 M

        pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7
       ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?

        Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Inicial 0.018 M             0.0 M       0.0 M
         Ba(OH)2 (s)       Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Final    0.0 M             0.018 M 0.036 M
        pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
Ejemplo: El pH medido de una disolución
0,100 M de un ácido monoprótico débil, de
la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese
ácido.



Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución
0,40 M de amoniaco? Las especies
importantes en la disolución de amoniaco
son NH3, NH4 y OH-.
pH en sustancias comunes

        ÁCIDO                        BÁSICO

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


    Zumo de     Leche       Agua
     limón Cerveza    Sangre mar Amoniaco

                    Agua destilada
Medidor digital
    de pH
Cinta de papel
pH
Reacciones de Neutralización
• La neutralización es la reacción entre un ácido con una
base para formar agua y sal.




     HCl (ac)   + NaOH (ac)      H2O + NaCl (ac)



      HNO3 (ac) + KOH (ac)       H2O + KNO3 (ac)
Titulación ácido -base
En una titulación una disolución de concentración
exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a
otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo
de determinar su concentración) hasta que la reacción química
entre las dos disoluciones está completa.



Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa




 Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de)
  el punto de equivalencia
Titulación ácido -base




          Base
     (concentración
        conocida)


           ácido
      (concentración
       desconocida)

                          Punto de
                         equivalencia
INDICADORES ÁCIDO-BASE.
                  INDICADORES ÁCIDO-BASE.
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la
forma ácida a la básica o viceversa

       HIn (aq) + H2O (l)                      In- (aq) + H3O+ (aq)
      Forma ácida (color 1)                   Forma básica (color 2)

                              Fenolftaleína




                          Punto de equivalencia
Amarillo

                    pH >4,2
           Rojo


       pH <3,2


Naranja de metilo
Punto de equivalencia
• En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son
  iguales a los moles de base (si la unidad de concentración es
  molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son
  iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de
  concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por
  la ecuación:

          moles (OH–) = moles(H3O+) (molaridad o molalidad)
    Equivalentes-g(OH–) = Equivalentes-g (H3O+) (normalidad)


Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido
Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras


• Son soluciones que no varían apreciablemente el
  pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o
  base.
Variación del pH al añadir pequeñas
    cantidades de NaOH o HCl
Capacidad amortiguadora del plasma
      El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45)

• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de
  suero fisiológico neutro, el pH desciende a
  pH 2.



• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de
  plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a
  pH 7.2.
Titulación ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac)            H2O (l) + NaCl (ac)

             OH- (ac) + H+ (ac)              H2O (l)
       0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl
                                                       Volumen de NaOH
                                                       agregado(mL)    pH




                         Punto de
                         equivalencia




              Volumen de NaOH agregado(mL)
Titulación ácido débil- base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac)                  CH3COONa (ac) + H2O (l)
CH3COOH (ac) + OH- (ac)       CH3COO- (ac) + H2O (l)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
CH3COO- (ac) + H2O (l)              OH- (ac) + CH3COOH (ac)
                                                       Volumen de NaOH
                                                       agregado(mL)    pH




                           Punto de
                           equivalencia




               Volumen de NaOH agregado(mL)
Titulación ácido fuerte-base débil
HCl (ac) + NH3 (ac)        NH4Cl (ac)
H+ (ac) + NH3 (ac)        NH4Cl (ac)
En el punto de equivalencia(pH < 7):
NH4+ (ac) + H2O (l)          NH3 (ac) + H+ (ac)
                                                  Volumen de NaOH
                                                  agregado(mL)    pH




                             Punto de
                             equivalencia




                 Volumen de NaOH agregado(mL)
Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª
ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Hill, Jhon; Kolb, Doris. Química para el nuevo milenio. 8a ed. Pearson.
México. 1999.
-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III.
Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.
-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química
general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998.
-Garritz, A.; Charmizo, J. A. Química. Adinson Wesley Longman.
México. 1998.
-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce.
Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997.
-Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2a ed. Pearson. México. 1996.
-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México. 1996.
- http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap9/acidobase/index.htm

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  • 1. Ácidos y Bases Compilado por: Javier Garza Niño Javier Garza Niño Programa de Química II Programa de Química II
  • 2. H2CO3 CO2 + H2O
  • 3.
  • 4. Ácido fórmico O vinagre H OH Ácido acético
  • 6.
  • 7. ÁCIDO: Sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius (1859-1927)
  • 8. BASE: Las bases son sustancias que al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones OH–. Limitaciones: * solo para disoluciones acuosas. Svante August Arrhenius (1859-1927)
  • 9. 1932-Teoria ácido-base Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Thomas Martin Lowry (1874-1936)
  • 10. Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno Definición Bronsted-Lowry Ión hidronio
  • 11. Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno Definición Bronsted-Lowry Ión hidroxilo La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía
  • 12. Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+) Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+) ácido base base ácido conjugado conjugada
  • 13. Par Ácido-base conjugado • Siempre que una sustancia se comporta como ácido (dona H+) hay otra que se comporta como base (acepta H+). • Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base acepta H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
  • 14. Pierde H+ HNO2 + H2O NO2 - + H3O+ acido base Base conj. Acido conj. Prof.Tatiana Zuvic M. Gana H+
  • 15. Gana H+ NH3 + H2O NH4+ + OH - Base Acido Ac conj. Base conj. Pierde de H+
  • 16. Teoría de Lewis Ácidos: “Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. Lewis, Gilbert Newton (1875-1946) F H F H F B + N H F B N H •• F H F H ácido base
  • 17. Teoría de Lewis Bases: “Una sustancia que puede donar un par de electrones para formar un enlace covalente Lewis, Gilbert Newton (1875-1946) coordinado”.
  • 18. Electrolitos fuertes y débiles Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones Cationes: especie química con carga neta positiva Aniones: especie química con carga neta negativa
  • 20. Ácido fuerte Ácido débil Antes de la En el Antes de la En el Ionización equilibrio Ionización equilibrio
  • 21. Electrólito fuerte: Están totalmente disociados H2O NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac) Electrólito débil: no se disocia por completo CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
  • 22. Ácidos débiles son electrólitos débiles HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac) HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac) H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac) Ácidos fuertes son electrólitos fuertes HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac) H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
  • 23. Bases débiles son electrólitos débiles F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac) NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac) Bases fuertes son electrólitos fuertes H2O NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac) H2O KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) H2O Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
  • 24. Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+][A-] Ka = [HA] Ka es la constante de ionización ácida ácido débil Ka fuerza pKa = -log Ka
  • 25.
  • 26. El ácido nicotínico es un ácido orgánico monoprótico débil que podemos representar como HA. Se encontró que una disolución diluida de ácido nicotínico contenía las siguientes concentraciones de equilibrio a 25 °C. [HA] = 0,019 M; [H+] = [A-] = 5,2 x 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Ka?
  • 27. Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10 -7 y 2,5x10-4 respectivamente. ¿Cuáles son sus valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor acidez? [HA] ionizado % ionización = x100% [HA] inicial Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un ácido cualquiera, HA, está ionizado un 4,2 % Calcular su constante de ionización.
  • 28. ACIDOS FUERTES Después de la disociación, Antes de la disociación en el equilibrio Disociación de un ácido fuerte HCl H++ Cl-
  • 29. ACIDOS Y BASES DEBILES Después de la disociación, Antes de la disociación en el equilibrio Disociación de un ácido debil AH H +A + - Ka = [H+][A-] / [AH] Constante de disociación ácida
  • 30. Bases débiles y su constante de ionización básica NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) [NH4+][OH-] Kb = [NH3] Kb es la constante de ionización básica fuerza Kb de base débil pKb = -log Kb
  • 31.
  • 32. Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un ion H +. Por ejemplo el H3PO4 es triprótico. La constantes sucesivas siempre van disminuyendo
  • 34. Propiedades ácido-base del agua (anfótero) H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) autoionización del agua + + H - H O + H O [ H O H ] O H H H ácido base conjugado H2O + H2O H3O+ + OH- ácido base conjugada
  • 35. El producto iónico del agua [H+][OH-] H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kc = [H2O] =constante [H2O] Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-] La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular. A 250C Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14
  • 36. Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde [H+] = 6,2 x 10-4. Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular la concentración de los iones [H+].
  • 37. Soluciones diluidas [H+] = [moles/litro] con potencia negativa de 10. Por ejemplo la [H+] en una solución saturada de CO2 es 1,3 x 10-4 M, y en una solución 0,5 M de ácido acético es 3 x 10-3 M. Para lograr que la notación sea compacta y la expresión breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz Sorensen (1868-1939) propuso en 1909 una medida más práctica llamada pH y definida como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en moles/litro): pH = -log [H+]
  • 38. El pH: una medida de la acidez pH = -log [H+] La disolución es A 250C neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7 ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7 básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7 pH [H+] 7 ácida básica pH
  • 39. pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 -log [H+] – log [OH-] = 14.00 pH + pOH = 14.00
  • 40. El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre? El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [OH–] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
  • 41. ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
  • 42. Ejemplo: El pH medido de una disolución 0,100 M de un ácido monoprótico débil, de la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese ácido. Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución 0,40 M de amoniaco? Las especies importantes en la disolución de amoniaco son NH3, NH4 y OH-.
  • 43. pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Zumo de Leche Agua limón Cerveza Sangre mar Amoniaco Agua destilada
  • 44.
  • 47. pH
  • 48.
  • 49. Reacciones de Neutralización • La neutralización es la reacción entre un ácido con una base para formar agua y sal. HCl (ac) + NaOH (ac) H2O + NaCl (ac) HNO3 (ac) + KOH (ac) H2O + KNO3 (ac)
  • 50.
  • 51. Titulación ácido -base En una titulación una disolución de concentración exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo de determinar su concentración) hasta que la reacción química entre las dos disoluciones está completa. Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de) el punto de equivalencia
  • 52. Titulación ácido -base Base (concentración conocida) ácido (concentración desconocida) Punto de equivalencia
  • 53. INDICADORES ÁCIDO-BASE. INDICADORES ÁCIDO-BASE. Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa HIn (aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O+ (aq) Forma ácida (color 1) Forma básica (color 2) Fenolftaleína Punto de equivalencia
  • 54. Amarillo pH >4,2 Rojo pH <3,2 Naranja de metilo
  • 55.
  • 56. Punto de equivalencia • En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son iguales a los moles de base (si la unidad de concentración es molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por la ecuación: moles (OH–) = moles(H3O+) (molaridad o molalidad) Equivalentes-g(OH–) = Equivalentes-g (H3O+) (normalidad) Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido
  • 57. Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras • Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.
  • 58. Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
  • 59. Capacidad amortiguadora del plasma El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45) • Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2. • Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2.
  • 60. Titulación ácido fuerte- base fuerte NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac) OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l) 0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)
  • 61. Titulación ácido débil- base fuerte CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) En el punto de equivalencia (pH > 7): CH3COO- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + CH3COOH (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)
  • 62. Titulación ácido fuerte-base débil HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac) En el punto de equivalencia(pH < 7): NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+ (ac) Volumen de NaOH agregado(mL) pH Punto de equivalencia Volumen de NaOH agregado(mL)
  • 63. Referencias -Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003. -Hill, Jhon; Kolb, Doris. Química para el nuevo milenio. 8a ed. Pearson. México. 1999. -Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999. -Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998. -Garritz, A.; Charmizo, J. A. Química. Adinson Wesley Longman. México. 1998. -Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997. -Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997. -Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2a ed. Pearson. México. 1996. -Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México. 1996. - http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap9/acidobase/index.htm