Powerpoint Acido Base

8/18/2019 Powerpoint Acido Base

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ÍNDICE• Propiedades de ácidos

y bases

• Teoría de Arrhenius

• Teoría de Brönsted yLowry

• Pares conjugados

ácido-base

• Fortaleza de lasespecies conjugadas

• Fuerza de ácidos

• Fuerza de bases• Concepto de pH

• Indicadores


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• Una de las aplicaciones de las leyes del equilibrio químico es elestudio del comportamiento en disolución de ácidos, bases y sales.

• Ácidos y álcalis, o bases, son dos tipos de sustancias conocidas yutilizadas desde la antigüedad. De propiedades cotrapuestas, los

ácidos y las bases se han considerado sustancias opuestas, ya quelos efectos de unos eran neutralizados por los otros.• En un principio los ácidos conocidos eran de origen orgánico como

el vinagre o el jugo de limón. También las bases tenían unaprocedencia biológica, como la orina o las cenizas.

• En la actualidad, la fabricación de ácido sulfúrico e hidróxidosódico son la base toda industria moderna.

Ácidos y bases Introducción


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ÁCIDOS• Poseen sabor ácido• Enrojecen determinados

pigmentos vegetales de color

azul como el tornasol• Reaccionan con el mármol• Reaccionan con los metales

activos, como el cinc,desprendiendo H2

(Boyle 1663)Vinagre, zumo de limón …

BASES O ALKALIS• Poseen sabor amargo.• Producen una sensación

jabonosa al tacto.• Devuelven el color azul a

pigmentos enrojecidospreviamente por un ácido.

• Contrarrestan (neutralizan)las propiedadescaracterísticas de las

disoluciones ácidas.Lejía, jabón….

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA


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2 HC l + Mg MgCl2 + H2(g)

2 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2(g) +H2O


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Sustancia Ingrediente

Ácidos

Acido de batería Acido sulfúrico

Aguacarbonatada Acido carbónico

Solución para

lavado de ojos Acido bóricoConservador de

alimentos Acido benzoico

Limón, lima,tomate Acido cítrico

Removedor de

óxidoAcido fosfórico

Jugo gástrico Acido clorhídrico

Vinagre Acido acético

Vitamina C Acido ascórbico

Leche agria Acido láctico

Sustancia Ingrediente

Bases

Limpiador para eldrenaje

Hidróxido de sodio

Limpiador deventanas

Solución deamoniaco

Mortero y yesoHidróxido de calcio

Leche de magnesia Hidróxido de

magnesio


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Ácidos y bases (I). Teoría de Arrhenius.

Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

BASE es toda sustancia que contiene algún grupoOH capaz de disociarse en disolución acuosa, dandoiones OH-. Por ejemplo:

NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)H2O

HCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq)H2O

Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la

especie H3O+

(aq), que se denomina ion hidronio.HCl + H2O Cl- + H3O+

ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo dehidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa,

dando iones H+

. Por ejemplo:


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Indica si el siguiente electrolito, según la teoría de la disociaciónelectrolítica de Arrhenius, es un ácido, un álcali o una sal

H2CO3 = H+ + HCO3-

HCO3- = H+ + CO3-2

KOH = K+ + OH-

HCOOH = HCOO- + H+

NaClO= Na+ + ClO-CH3COOH = CH3COO-+ H+

NaOH = Na+ + OH-

CaCO3 =Ca2+ + CO32-

Fe(OH)2 = Fe2++ 2OH-

H2CO3= 2H+ + CO32-

Al(OH)3= Al3+ + 3OH-H2SO4 =H+ + HSO4-


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• El amoniaco, NH3 es una sustancia claramente básica, pero no contieneun grupo OH que pueda ionizar y liberar.

• Para explicar el comportamiento del amoniaco, la teoría de Arrhenius

supone que, en primer lugar, reacciona con el agua, formando hidróxido

amónico:NH3 + H2O NH4OH

• El hidróxido amónico es la sustancia que se descompone liberando iones

oxidrilo:

NH4OH NH4+ + OH-


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ÁCIDO es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una

molécula de agua: aqOHaqCOaqOHaqHCO

3

2

323

3HCO

BASE es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del

agua, formando el ión amonio: lOHaqNH

23 aqOHaqNH

4

La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y

bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

Ácidos y bases (II).

Teoría de Brönsted y Lowry


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• La teoría de Brönsted-Lowry explica la basicidad del amoniaco,NH3, sin necesidad de inventar un supuesto hidróxido amónico,NH4OH.

• El amoniaco, en presencia de agua, acepta un protón de ella,liberando iones hidroxilo:

NH3 + H2O NH4+ + OH-


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Para Brønsted-

Lowry (1923)Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

ácido base baseácido

Transferencia

protónica

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+

(aq) + OH-

(aq)

* Ya no se limita a disoluciones acuosas* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3Ventajas

Par ácido-base conjugadoSustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

Par ácido-base conjugados.


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Las sustancias que, como el agua, pueden actuar comoácido o como base se llaman sustancias anfóteras

como ácido

aqOHaqBHlOHaqB2

baseconjugadaácido

Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, porejemplo:

3HCO

2

3CO

4NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)

como base

aqOHaqAlOHaqAH32

baseácido

conjugado


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• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2SO4?HSO4- SO42- SO3-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2PO4-?H3PO4 PO43- HPO42-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HNO3?NO2+ NO3- NO-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HClO?ClO+ Cl+ ClO-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2BO3-?H3BO3 BO33- HBO32-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H3PO4?H2PO4- HPO42- PO43-

• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HBr?

HBrO-

H2Br-

Br-


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Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-

base es una reacción de transferencia de protones

Fortaleza de las especies conjugadas.

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa:cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada


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Fuerza de los ácidos.

Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmentedisociados en disolución acuosa:

Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible

aqO H aqCl l O H aq HCl 32

Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:

HA + H2O A- + H3O+

Inicio c0 0 0

Final 0 c0 c0

HClO4 HI HCl HNO3 H2SO4


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• Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua:

HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq)• Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda

Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:

HA + H2O

A-+ H3O+

Inicio c0 0 0

Final c0(1-α) c0α c0α

K a =[A-][H3O

+][AH] eq

La constante de equilibrio, Ka, se denomina constante de acidez o de ionización.Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq)


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d agua =1 g/cm3

1 g H2O 103 cm3 1 mol H2O= 55,5 mol/litro

cm3 1 litro 18 g H2O


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Cuanto más fuerte esel ácido mayor será Ka, y mayor tendenciatiene a formarse A-

El valor de laconstante, Ka, es unamedida de la fuerza deun ácido Como todas las

constantes deequilibrio, Ka dependede la temperatura

Ácido Baseconjugada Ka

H2SO3 HSO3- 1,5.10-2

HSO4- SO42- 1,3.10-2

CH3COOH CH3COO- 1,8.10-5

H2CO3 HCO3- 4,3.10-7

NH4+ NH3 5,6.10-10

AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq)

K a =[A-][H3O

+][AH] eq


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LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH.

Equilibrio de autoionización del aguaH2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

pH = - log [H3O+

]pOH = - log [OH-]

- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH-]

Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]


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El valor del pH permite asignar el carácter ácido obásico de las disoluciones

[H3O+] > [OH-]

Disolución ácida

[H3O+] > 10-7 mol L-1

pH < 7

[H3O+] = [OH-]

Disolución neutra

= 10-7 mol L-1

pH = 7

[H3O+] < [OH-]

Disolución básica

[H3O+] < 10-7 mol L-1

pH > 7


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Agua pura: [H3O+] = [OH-] ;

[H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH-]pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH-]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH-]pH > 7

pH

7ácida básica


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Relación entre la constante y el grado de disociación(ionización) “ ”

2

3

1 1

[ ] [ ]

[ ] ( - )a

A H O c c c K

H A c

HA + H2O

A-+ H3O+

Inicio c0 0 0

Final c0(1-α) c0α c0α

b

c K

2

1

a K

c

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10 – 4

),alfa se desprecia frente a 1 con lo que: K a = c a 2 (o K b = c a 2 )

b K

c


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H A + H2O

A- H3O+

Inicio C0 0 0Final

equilibrioC0(1-α) C0α C0α

El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (oionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha

mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier) El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1(totalmente disociados)

El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la

concentración del ácido y de su constante de acidez.

H A + H2O

A- H3O+

Inicio C0 0 0

Finalequilibrio C0- X X X

HA + H2O A- + H3O+

c0 0 0

0 c0 c0


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Fuerza de las bases.

Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha. El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base. Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura.

Se denominan BASES DÉBILES, a las bases que se disocian sólo parcialmente enagua, tras aceptar un protón de ésta:Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda

aqO H aq NH 24

O H aq NH

33

La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización;para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

K b =[BH+][OH-]

[B] eq

Se denominan BASES FUERTES, a las bases que se encuentran totalmentedisociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar unprotón:

NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)


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• Un ácido será tanto más fuerte, según la teoría de Brönsted -Lowry, cuanto mayor sea su capacidad para ceder protones. Unabase, por el contrario, será tanto más básica cuanta mayor facilidadtenga para aceptar protones.

• Es posible medir la fortaleza de un ácido por el porcentaje deionización o el grado de ionización que presenta cuando estádisuelto en agua.

• Cuando un ácido es fuerte, al disolverse en agua se encuentracompletamente disociado. La concentración de iones hidronio será laconcentración inicial del ácido. Prácticamente no quedará ácido sindisociar en la disolución.

• Si se trata de una base fuerte, también ella está completamenteionizada y la concentración de iones oxidrilo coincidirá con laconcentración inicial de la base. No quedará base en la disolución.


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RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.

• Equilibrio de disociación de un ácido:HA + H2O A– + H3O+

• Reacción de la base conjugada con el agua:A– + H2O AH+OH–

[ ] [ ] [ ] [ ];

[ ] [ ]

3

a b

A H O H A O H K K

H A A

[ ] [ ] [ ] [ ][ ] [ ]

[ ] [ ]a b W

A H O H A O H K K H O O H K

H A A

3

3


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RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.

• Por tanto conocido el valor de Kb para una base, se puedecalcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka (AH)Kb (A-)

• Y viceversa, conocida la constante de un ácido puedoconocer la constante de su base conjugada.

• En la práctica, esta relación (K a x K b = K W ) significa quecuanto más fuerte sea un ácido más débil será su baseconjugada.

• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si unácido es débil su base conjugada también es débil.


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• Los valores de las constantes de acideznos permiten predecir en qué sentido está

desplazado el equilibrio

• Un equilibrio ácido-base está desplazadoen el sentido en que el ácido más fuerte,(con mayor Ka) sea el que ceda el protón

• Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2) Kc será muy grande

• Si Ka (ácido1)


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Indicadores de pH

• Son sustancias que cambian de color alpasar de la forma ácida a la básica:• HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica

• El cambio de color se considera apreciablecuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]

• In– · H3O+ HInKa = —————— H3O+ = Ka · ———

HIn In–

• pH = pK

a+ log In– / HIn =

pK

a 1

31


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Algunos indicadores de pH

Indicador Color formaácidaColor forma

básicaZona de viraje

(pH)Violeta de

metilo Amarillo Violeta 0-2

Rojo Congo Azul Rojo 3-5

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6

Tornasol Rojo Azul 6-8

Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

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