ACIDO BASE QUIMICA ORGÁNICA PARA EDUCACIÓN Y QUÍMICA PURA(8).pdf

INTRODUCCIÓN
• Existen algunos compuestos químicos que
tienen algunas características comunes.
• Y según esas características fueron
clasificados.
• Dentro de estos compuestos están los ácidos
y las bases o álcalis.

ACIDOS
Son sustancias que se comportan como electrolitos, conforman
soluciones conductoras de electricidad.
-Los ácidos tienen sabor agrio por ejemplo el vinagre debe su sabor
al acido acético y los limones y otros frutos cítricos, deben su
sabor al acido cítrico.
-Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos
vegetales, indicadores, por ejemplo cambian el color del papel
tornasol de azul a rojo.
-Al reaccionar con una base, pierden sus propiedades anteriores,
debido a su neutralización.
-Las disoluciones de los ácidos conducen la electricidad.
- Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno.

BASES
Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los
ácidos, aunque difieren en los iones formados.
- Al reaccionar con un ácido pierde sus propiedades anteriores al
neutralizarse.
- Al tacto tienen una sensación resbaladiza por ejemplo los jabones
que contienen bases, presentan esa propiedad.
- Al gusto, tienen sabor amargo.
- Las bases producen cambios de color en los colorantes
vegetales, indicadores, por ejemplo cambian el color del papel
tornasol de rojo a azul.

• Ambas soluciones al combinarse se
neutralizan, formando por lo general sal y
agua.
• Ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O

• Ahora bien, cabe preguntarse:
• ¿A qué se deben estas características en los
ácidos y en las bases?
• ¿Por qué se neutralizan?
• Existen al menos tres teorías que tratan de
explicar el comportamiento de los ácidos y
bases.
• Tres teorías que han ido evolucionando con
el tiempo.

• Svante August Arrhenius
nació en Wijk (Suecia) en
1859 y murió en Estocolmo
en 1927.
• Formuló su teoría de
disociación electrolítica en su
tesis doctoral en 1884.
• Ganó el Nobel de química en
1903.
Teoría de Arrhenius

Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente:
• Un ácido es una sustancia que en solución acuosa
se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+)
HCl + H2O → H+ + Cl-
• Una base es una sustancia que en solución acuosa
se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-)
NaOH + H2O → Na+ + OH-

• La reacción de neutralización entre ambas
especies produce una sal y agua.
HCl + NaOH → NaCl + H2O

• ACIDO: Es aquella sustancia que en
solución acuosa libera iones hidrógeno (H+)
• BASE: Es aquella sustancia que en solución
acuosa libera iones hidroxilos (OH-)
ARRHENIUS

Ejemplos
HCl, HBr, HNO3, H2SO4, CH3COOH
LiOH, Al(OH)3, Sn(OH)4

• Johannes Nicolaus
Bronsted (1879-
1947)
– Químico y físico
danés.
• Thomas Martin
Lowry (1874-1936)
– Químico inglés.
Teoría de Bronsted-Lowry
Bronsted
Lowry

• Ambos científicos, en forma simultánea e
independiente, formularon en 1923 trabajos
semejantes con respecto a la teoría ácido
base.
• Esta teoría resulta más satisfactoria que la
anterior, ya que considera sistemas no
acuosos.

BRONSTED - LOWRY
Acido: es aquella sustancia que puede ceder
iones hidrógeno (donador de protones)
HA A- + H+
Base: es una sustancia capaz de aceptar iones
hidrógeno (aceptor de protones)
B + H+ BH+

• En su teoría se incorpora el concepto de par
conjugado ácido base, en donde hay una
competencia por los protones que se da de la
siguiente forma:
Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
• El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al
perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su
base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la
Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido
2.

• En su forma general, para los ácidos se da:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
• En donde vemos que:
• En su forma general, para los ácidos se da:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
Ácido
Base
Ácido
conjugado
Base
conjugada

• En su forma general, para las bases se da:
A- + H2O ↔ HA + OH-
Base
Ácido
Ácido
conjugado
Base
conjugada

al par ácido1  base1 se lo llama par conjugado
Ácido 1 Base2
+ Ácido 2 Base1
+
Ácido 1
H + Base1
+
Ácido 2
Base2 H +
+

EJEMPLOS
H2SO4 CO3-2
+ HSO4- HCO3-
+
HCl H2O
+ H3O+ Cl-
+
NH3 H2O
+ NH4+ OH-
+

HClO4 HNO3
+ ClO4- H2NO3+
+
CN- H2O
+ HCN OH-
+
EJEMPLOS
HSO4-1 H2O
+ SO4-2 H3O+
+
H2SO4 H2O
+ HSO4- H3O+
+

• Gilbert Newton Lewis
(1875-1946).
• Químico estadounidense.
• Nació en Weymouth,
Massachusetts.
• Formuló su teoría ácido
base en 1923.
Teoría de Lewis
Teoría de Lewis

• En su teoría incluye sustancias que no
tienen hidrógeno y que, a pesar de ello, se
comportan como ácidos o bases.
• Su teoría funciona en soluciones no acuosas
y no necesita de la formación del par
conjugado ácido base y de una sal.
Teoría de Lewis

TEORIA DE LEWIS
Acido: Sustancias que contienen al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y formar un
enlace covalente coordinado.
Base: Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para formar
un enlace covalente coordinado.
Ej. AlC13 , SO2 , BF3

Ejemplo
BF3 + NH3 BF3 –NH3
BF3 + F- ↔ BF4
-
AlCl3 + NH3 AlCl3 –NH3

• Grupo químico responsable de la acidez: H+
• Grupo químico responsable de la basicidad: OH-
• Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-]
• Una solución es básica cuando [H+] < [OH-]
• Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-]

AUTO IONIZACION DELAGUA
   
    w
-
3
-
3
w
-
3
2
2
K
OH
O
H
pura
agua
en
OH
*
O
H
K
OH
O
H
O
H
O
H
=
=
=
+
+
+
+
+
→

-El agua es una especie débil y
como tal ioniza débilmente.
- La concentración de [H+] y de
[OH-] de una solución están
relacionadas a través del
producto iónico del agua.

• ACIDOS FUERTES
• HClO4
• HCl, HBr, HI
• HNO3
• H2SO4
• ClO4
-
• Cl-
, Br-
, I-
• NO3
-
• HSO4
-

PRODUCTO IONICO DEL AGUA
H2O(l) + H2O(l) H3O(ac)
+ + OH(ac)
-
Kc = [H3O+ ] [OH-]
[H2O]2
ENTONCES EL PRODUCTO IONICO DELAGUA:
KW = [H+] [OH-]
(Soren Sorensen determinó experimentalmente Kw a condiciones
estandar P=1atm y a 25°C)
KW = 10-14
REEMPLAZANDO
[H+ ] [OH-] = Kw Entonces:
log[H+ ] [OH-] = log10-14 pH = - log[H+]
log[H+ ] + log [OH-] = -14 pOH = - log [OH-]
-log[H+ ] - log [OH-] = +14 pH + pOH = 14
El agua actúa como ácido y como base (molécula anfiprótica)

CALCULO DE pH
1. Halle el pH de una solución de HCl 0.001M
pH = - log[H+] pH = - log[0.001] = 3
1. Halle el pH de una solución de HNO3 0.0001M
2. Halle el pH de una solución de HClO4 0.00001M
3. Halle el pH de una solución de NaOH 0.001M
4. Halle el pH de una solución de HNO3 0.0002M
5. Halle el pH de una solución de HI 0.003M
6. Halle el pH de una solución de NaOH 0.0005M
7. Halle el pH de una solución de KOH 0.0004M

Ejercicios:
Calcule el pH para una solución de acido acético que tiene una concentración de 0.1 M
si tiene un Ka= 1,75x10 -5
(CH3COOH CH3COO - + H +
Inicio 0,1 0 0
Cambio -X X X
Equilibrio 0,1-X +X +X
Rpta: 0,0987 0,0013 0,0013
Ka = [CH3COO -] [ H +]
[CH3COOH]
Ka= x . x = x 2
0,1-x 0,1-X
0,1Ka-Ka.X = X 2
X 2 + Ka.X – 0.1Ka = 0
X 2 = - 1,75x10 -5 +- (1,75x10-5) 2 – 4(1)( 1,75x10-6 ) X1= 0,0013
X2 = -0,0013
Ka= X 2 X= 1,75x10 -5 pH= -log[0,0013]
0,1 pH = 2,88

2. Calcule el pH para una solución de piridina C5H5N 0,12 M un Kb= 1,7x10-9
C5H5N + H2O C5H5NH + + OH - Kb= 1,7x10-9
Inicio 0,12 0 0
Cambio -X X X
Equilibrio 0,12-X +X +X
Rpta: 0,1199 1,43x10 -5 1,43x10 -5
Kb = [C5H5NH +] [OH -]
[C5H5N]
Kb= x . x = x 2
0,12-x 0,12-X
Kb =x 2 + Kb-o,12Kb = 0
Kb= 2,04x10-10= 1,43x10 -5
X1= 1,43x10 -5
X2 = - 1,43x10 -5
pOH= -log[1,43x10-5 ] = 4,84
pH= 9,16

C(M) Ka Kb pH
Fenol C6H5OH 0,13 1x10 -10 5,44
Amoniaco NH3 0.52 1,76x10 -5 11,48
Metil amina CH3NH2 0.01 4.8 x 10 -4 11,34
TAREA

pH + p0H = 14
p0H= 14-p0H
p0H = 14-12,6
p0H= 1,4
[0H-] = Antilog - 1,4
[0H-] = 0,0398

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