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Características <ul><li>ÁCIDOS : </li></ul><ul><li>Tienen sabor agrio. </li></ul><ul><li>Son corrosivos para la piel. </li...
Definición de Arrhenius <ul><li>Publica en 1887 su teoría de   “ disociación iónica” . </li></ul><ul><ul><li>Hay sustancia...
Disociación <ul><li>ÁCIDOS: </li></ul><ul><li>AH   (en  disolución acuosa)     A –  + H + </li></ul><ul><li>Ejemplos:  </...
Svante August Arrhenius (1859-1927) [ http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/190 3 /index.html ] “ En reconocimiento ...
Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
Teoría de Bronsted-Lowry <ul><li>Acido:   sustancia (mólecula o ion) que puede  transferir  un H +  a otra sustancia </li>...
Teoría de Brönsted-Lowry. <ul><li>ÁCIDOS: </li></ul><ul><li>“ Sustancia dador de protones ( H +) ” . </li></ul><ul><li>BAS...
Par Ácido/base conjugado <ul><li>Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta com...
Brønsted-Lowry (1923) Ácido:  Especie que tiene tendencia a ceder un H + Base:  Especie que tiene tendencia a aceptar un H...
Equilibrio de ionización del agua.   <ul><li>La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctric...
Concepto de pH. <ul><li>El valor de dicho producto iónico del agua es:  K W  (25ºC) = 1x10 –14   </li></ul><ul><li>En el c...
LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. pH =   log [H 3 O + ] pOH =   log [OH  ] Equilibrio de autoionización del a...
Tipos de disoluciones <ul><li>Ácidas:   H 3 O +   > 10 –7  M    pH < 7 </li></ul><ul><li>Básicas:   H 3 O +   < 10 –7...
Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua ...
Concepto de pOH. <ul><li>A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: </li></ul><ul><li>Como K w  =   H 3 O...
Ejemplo:   El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la   OH –    y el pOH a la temperatura de 25ºC? <ul><li>pH...
Electrolitos fuertes y débiles <ul><li>Electrolitos fuertes :  (  )   Están totalmente disociados </li></ul><ul><ul><li>E...
Electrolitos fuertes y débiles [A – ] [H + ] [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido fuerte            [HA]       Ácido débil      ...
Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base
Ácidos y Bases fuertes <ul><li>ACIDOS FUERTES </li></ul><ul><li>HCl - HBr – HI </li></ul><ul><li>HNO 3 </li></ul><ul><li>H...
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Equilibrio Acido Y Bases Fuertes

  1. 1. Equilibrio ácido-base SOBRE DERECHOS DE AUTOR: Presentación tomada del blog http://quimicaciclointroductorio.blogspot.com/search/label/gu%C3%ADa%20de%20estudio%20n%C2%BA8?max-results=20 Susana Llesuy y Cia. Modificada por Javier Gómez. Con fines netamente educativos
  2. 2. Características <ul><li>ÁCIDOS : </li></ul><ul><li>Tienen sabor agrio. </li></ul><ul><li>Son corrosivos para la piel. </li></ul><ul><li>Enrojecen ciertos colorantes vegetales. </li></ul><ul><li>Disuelven sustancias </li></ul><ul><li>Atacan a los metales desprendiendo H 2 . </li></ul><ul><li>Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. </li></ul><ul><li>BASES : </li></ul><ul><li>Tiene sabor amargo. </li></ul><ul><li>Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. </li></ul><ul><li>Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. </li></ul><ul><li>Precipitan sustancias disueltas por ácidos. </li></ul><ul><li>Disuelven grasas. </li></ul><ul><li>Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. </li></ul>
  3. 3. Definición de Arrhenius <ul><li>Publica en 1887 su teoría de “ disociación iónica” . </li></ul><ul><ul><li>Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. </li></ul></ul><ul><li>ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa aumenta la concentración de H + . </li></ul><ul><li>BASE: Sustancia que en disolución acuosa aumenta la concentración de OH – . </li></ul>
  4. 4. Disociación <ul><li>ÁCIDOS: </li></ul><ul><li>AH (en disolución acuosa)  A – + H + </li></ul><ul><li>Ejemplos: </li></ul><ul><ul><li>HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H + </li></ul></ul><ul><ul><li>H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2– + 2 H + </li></ul></ul><ul><li>BASES: </li></ul><ul><li>BOH (en disolución acuosa)  B + + OH – </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><ul><li>NaOH (en disolución acuosa)  Na + + OH – </li></ul></ul>
  5. 5. Svante August Arrhenius (1859-1927) [ http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/190 3 /index.html ] “ En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH 3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general
  6. 6. Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)
  7. 7. Teoría de Bronsted-Lowry <ul><li>Acido: sustancia (mólecula o ion) que puede transferir un H + a otra sustancia </li></ul><ul><li>Base : sustancia (molécula o ion) que es capaz de aceptar un H + a otra sustancia. </li></ul>
  8. 8. Teoría de Brönsted-Lowry. <ul><li>ÁCIDOS: </li></ul><ul><li>“ Sustancia dador de protones ( H +) ” . </li></ul><ul><li>BASES: </li></ul><ul><li>“ Sustancia aceptora de protones (H +) ”. </li></ul>
  9. 9. Par Ácido/base conjugado <ul><li>Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra que se comporta como base (captura dichos H + ). </li></ul><ul><li>Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “ base conjugada ” y c uando una base captura H + se convierte en su “ ácido conjugado ”. </li></ul>ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A – ) – H + + H + BASE (B) ÁC. CONJ. (HB + ) + H + – H +
  10. 10. Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H + NH 3 (aq) + H 2 O (l)   NH 4 + (aq) + OH  (aq) CH3COOH (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + CH 3 COO  (aq) ácido base base ácido Transferencia protónica * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH 3 Ventajas Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)
  11. 11. Equilibrio de ionización del agua. <ul><li>La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: </li></ul><ul><li>2 H 2 O (l)  H 3 O + (ac) + OH – (ac) </li></ul><ul><li>  H 3 O +  ·  OH –  K c = ——————  H 2 O  2 </li></ul><ul><li>Como  H 2 O  es constante por tratarse de un líquido, llamaremos </li></ul><ul><li>conocido como “ producto iónico del agua ” </li></ul>
  12. 12. Concepto de pH. <ul><li>El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 1x10 –14 </li></ul><ul><li>En el caso del agua pura: </li></ul><ul><li> H 3 O +  =  OH –  = 10 –7 M </li></ul><ul><li>Se denomina pH a:-log [H 3 O +  </li></ul><ul><li>Y para el caso de agua pura, como  H 3 O +  =1x10 –7 M: </li></ul><ul><li> pH = – log 10 –7 = 7 </li></ul>
  13. 13. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. pH =  log [H 3 O + ] pOH =  log [OH  ] Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + OH  (aq )  log 10 -14 =  log [H 3 O + ]  log [OH  ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH  ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = 1x10 -14 [ Tomando logaritmos y cambiando el signo]
  14. 14. Tipos de disoluciones <ul><li>Ácidas:  H 3 O +  > 10 –7 M  pH < 7 </li></ul><ul><li>Básicas:  H 3 O +  < 10 –7 M  pH > 7 </li></ul><ul><li>Neutras:  H 3 O +  = 10 –7 M  pH = 7 </li></ul><ul><li>En todos los casos: K w =  H 3 O +  ·  OH –  </li></ul><ul><li>luego si  H 3 O +  aumenta (disociación de un ácido), entonces  OH –  debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10 –14 </li></ul>
  15. 15. Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada
  16. 16. Concepto de pOH. <ul><li>A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: </li></ul><ul><li>Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 1x 10 –14 </li></ul><ul><li>Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: </li></ul><ul><li>pH + pOH = 14 </li></ul><ul><li>para una temperatura de 25ºC. </li></ul>
  17. 17. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la  OH –  y el pOH a la temperatura de 25ºC? <ul><li>pH = – log  H 3 O +  = 12,6, de donde se deduce que:  H 3 O +  = 10 –pH = 10 –12,6 = 2,5 · 10 –13 M </li></ul><ul><li>Como K w =  H 3 O +  ·  OH –  = 1x10 –14 </li></ul><ul><li>entonces: </li></ul><ul><li>K W 10 –14  OH –  = ——— = —————— = 0,04 M  H 3 O +  2,5 · 10 –13 </li></ul><ul><li>pOH = – log  OH –  = – log 0,04 M = 1,4 </li></ul><ul><li>Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14 </li></ul>
  18. 18. Electrolitos fuertes y débiles <ul><li>Electrolitos fuertes : (  ) Están totalmente disociados </li></ul><ul><ul><li>Ejemplos: HCl (ac)  Cl – + H + </li></ul></ul><ul><ul><li> NaOH (ac)  Na + + OH – </li></ul></ul><ul><li>Electrolitos débiles : (  ) Están disociados parcialmente </li></ul><ul><ul><li>Ejemplos: CH 3 –COOH (ac)  CH 3 –COO – + H + </li></ul></ul><ul><ul><li> NH 3 (ac)+ H 2 O  NH 4 + + OH – </li></ul></ul>
  19. 19. Electrolitos fuertes y débiles [A – ] [H + ] [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido fuerte            [HA]      Ácido débil               
  20. 20. Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base
  21. 21. Ácidos y Bases fuertes <ul><li>ACIDOS FUERTES </li></ul><ul><li>HCl - HBr – HI </li></ul><ul><li>HNO 3 </li></ul><ul><li>HClO 3 -- HClO 4 </li></ul><ul><li>H 2 SO 4 </li></ul><ul><li>BASES FUERTES </li></ul><ul><li>Hidróxidos iónicos de los metales alcalinos (grupo1A)y alcalino térreos (grupo 2A) </li></ul>

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