Diapositivas de quimica

1. Ácidos y Bases

4. hydrochloric acid gastric juices sodium hydroxide vinegar lemon juice tomato juice coffee milk of magnesia pure water rain water blood wine oven cleaner limewater coca cola toothpaste urine Acido Base Neutro

5. Ácidos fuertes y débiles A. FUERTES Se ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio Ácido fuerte Ácido débil Cede fácilmente un protón Cede con dificultad un protón HCl, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 CH 3 COOH, H 2 CO 3 , HCN, HF A. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + HCl+ H 2 O H 3 O + + Cl -

6. Algunos acidos comunes Sulfuric Acid H2SO4 Battery acid Phosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar Name Formula Common Name .

7. Bases fuertes y débiles Base fuerte Base débil Acepta fácilmente un protón Acepta un protón con dificultad NaOH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 NH 3 ,C 6 H 5 NH 2 , CH 3 NH 3 Cl Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: bases FUERTES PARCIALMENTE: bases DÉBILES

8. Algunas bases comunes Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH) 2 milk of magnesia Calcium hydroxide Ca(OH) 2 pickling lime Ammonia water NH 3 H 2 O household ammonia Name Formula Common Name .

9. Como reaccionan los acidos y las bases Comportamiento ácido–base de las sales Neutras Ácidas Básicas

10. Reacciones de los ácidos Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] Ácido + Base Agua + Sal HCl + NaOH H 2 O + NaCl H 3 PO 4 + 3KOH 3H 2 O + K 3 PO 4 H + + OH - H 2 O Disolución neutra

11. Ácidos y bases de Brønsted-Lowry Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H + HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Donador de Receptor de protones protones Acido Base HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Ácido mas fuerte Base mas fuerte Base más débil Ácido más débil Transferencia protónica Par ácido-base conjugado

13. Fortaleza de Ácidos y bases de Brønsted-Lowry conjugadas

14. Ácidos y bases de Lewis Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones

15. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. 2 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 = 10 -14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo]

16. Agua pura: [H 3 O + ] = [OH  ] ; [H 3 O + ] = 10 -7   pH = 7 [OH  ] = 10 -7   pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH  ] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ] pH > 7 pH 7 ácida básica

17. pH y escala de pOH

18. Grafica de pH

21. VALORACIONES ÁCIDO-BASE. 8 ¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución? Método más empleado: valoración ácido-base Una disolución que contiene una concentración conocida de base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida. Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se logra la neutralización completa: Punto de equivalencia

22. ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del pH en función del volumen añadido. Punto de equivalencia