12 acidos, bases y electrolitos
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LICDA . V IVIAN MARGARITA SÁNCHEZ GARRIDO2013
UNIVERSIDAD DE SAN
CARLOS DE GUATEMALA
FACULTAD DE CIENCIAS MEDICAS
ACIDOS Y BASES
Leer pág 195 a 198 y 281 a 302
Timberlake, Karen. Química. Una Introducción a la química general, orgánica y biológica. Decima edición. Pearson Educación, S.A. 2011
Teorías de Acidos y Bases
Teorías de Acidos y Bases
TEORIA ARRHENIUS BRONSTED-LOWRY
LEWIS
ACIDOSustancia que libera hidrógeno (H+) en agua.
Sustancia donador de protones (H+), pues dona un ión hidrógeno H+
Sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico
BASESustancia que libera hidroxido (OH-) en agua.
Sustancia receptor de protones (H+), pues acepta un ión hidrógeno H+
Sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico
Características
CARACTERISTICAS SEGUN ARRHENIUS
ACIDOS BASES
SABORAgrio si se diluyen lo suficiente para poder probarse.
Amargo
COLOR DEL PAPEL TORNASOL
Cambia de azul a rojo.
Cambia de rojo a azul.
REACCIONAN CON ACIDO/BASE
Se neutralizan, forman agua y sal
Se neutralizan, forman agua y sal
OTRAReaccionan con Mg+2, Zn+1 y Fe+2, produciendo H2 (g)
Al tacto es Resbaloso o jabonoso.
Definición según Arrhenius
ACIDOS
liberan iones hidrógeno (H+) en agua.
H2OH+ + Cl-HCl
H2ONa+ + OH-NaOH
BASES
liberan iones hidróxilo (OH-) en agua.
Ion Hidronio
El ión H+ producido por un ácido en el agua, no existe como tal en el agua. Este se une a una molécula de agua:
H2O + H+ → H3O+
Agua + proton → ion Hidronio
Estructura de Lewis:
H
H : O : H+::
Acidos Monopróticos Libera un ión hidrógeno (protón) por unidad fórmula.HNO3 → H+ + NO3
-
Acidos DipróticosLibera dos protones por unidad fórmula.H2SO4 → 2 H+ + SO4
-2
Acidos TripróticosLibera tres protones por unidad fórmula.H3PO4 → 3 H+ + PO4
-3
Tipos de Acidos
Acidos Carboxílicos
No todos los hidrógenos en un compuesto son ácidos.
En el ácido acético, solo el hidrógeno que esta unido al grupo carboxílico es ácido:
H3C C
O
OHHidrógenos no ácidos
H3C C
O
O-
Ion acetato
+ H+
Ion hidrógeno
Grupo Carboxilo
Hidrógeno ácido
H2O
Ácidos fuertes y débiles
ACIDO FUERTE
En agua, las moléculas de un ácido fuerte se disocian en iones en un 100%.
H2O
HCl → H+ + Cl-
Acidos fuertes y débiles
ACIDO DEBIL
En agua, solo unas pocas moléculas de un ácido débil se disocian, por tanto, en el equilibrio esta parcialmente ionizado.
La mayoría de los ácidos débiles permanecen como molécula, sin disociarse.
H2O
HC2H3O2 H⇌ + + C2H3O2-
ACIDOS FUERTES Y DEBILES
En una solución de HCl, el ácido fuerte HCl se disocia en iones en un 100%.
Una solución del ácido débil HC2H3O2 contiene mayormente moléculas y pocos iones.
Bases fuertes y débiles
BASE FUERTE
En agua, las moléculas de una base fuerte se disocian en iones en un 100%. H2O
NaOH → Na+ + OH-
BASE DEBIL
En agua, solo unas pocas moléculas de base débil se disocian, por tanto, en el equilibrio esta parcialmente ionizado.
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-
¿Qué son los ELECTROLITOS?
Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que
contiene iones libres, los que se comportan como un medio
conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten
en iones en solución, los electrólitos también son conocidos
como soluciones iónicas, pero también son posibles
electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.
ELECTROLITOS en salud
Los electrólitos son minerales presentes en la sangre y otros líquidos corporales que llevan una carga eléctrica.
Los electrólitos afectan la cantidad de agua en el cuerpo, la acidez de la sangre (el pH), la actividad muscular y otros procesos importantes. Usted pierde electrolitos cuando suda y debe reponerlos tomando líquidos.
Los electrólitos comunes abarcan: Calcio Cloruro Magnesio Fósforo Potasio Sodio
Los electrólitos pueden ser ácidos, bases y sales.
Electrolitos fuertes
Los electrolitos fuertes se ionizan por completo en solución acuosa.ácidos fuertesbases fuertes y sales.
H2O
NaCl → Na+ + Cl-
Electrolitos débiles
Los electrolitos débiles se ionizan de forma incompleta en solución acuosa ácidos débiles y bases débiles.
H2O
HF ⇌ H+ + F-
No electrolitos
Los NO electrolitos NO se ionizan en solución acuosa
Compuestos covalentes/moléculas
H2O
C12H22O11 (s) → C12H22O11 (ac)
Sucrosa Solución de moléculas de sucrosa
Ejemplos de electrolitos
ACIDOS FUERTES ACIDOS DEBILES
NOMBRE FORMULA
NOMBRE FORMULA
Acido clorhídrico HCl Acido fosfórico H3PO4
Acido bromhídrico
HBr Acido acético CH3COOH
Acido yodhídrico HI Acido carbónico
H2CO3
Acido sulfúrico H2SO4 Acido cítrico C3H5(COOH)3
Acido nítrico HNO3 Acido láctico CH3CHOHCOOH
Acido perclórico HClO4 Acido bórico H3BO3
Acido cianhídrico
HCN
Fuente: Tabla 16.1, Burns
Ejemplos de electrolitos
BASES FUERTES BASES DEBILES
NOMBRE FORMULA NOMBRE FORMULA
Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de Magnesio
Mg(OH)2
Hidróxido de potasio
KOH Amoniaco acuoso NH3 (ac)
Hidróxido de calcio Ca(OH)2Hidróxidos de metales de transición
Muy baja solubilidad en agua
Fuente: Tabla 16.2, Burns
Reacción de Acidos y Bases: NEUTRALIZACION (formación de una sal)
HCl (ac) + NaOH H2O + NaCl (ac)
ACIDO + BASE AGUA + SAL
H3PO4 + KOH H2O + K3PO4
Definición según Bronsted-Lowry
Acido : dona protones (H+)
Base : acepta protones (H+)
Par conjugado acido-base de Bronsted-Lowry
Par conjugado acido-base
HCl + H2O → H3O+ (ac) + Cl-
Acido más fuerte Base más fuerte Acido más débil Base más débil
Par conjugado acido-base
Par conjugado acido-base
NH3 (g) + H2O (l) → NH4+ (ac) + OH-
Base más fuerte Acido más fuerte Acido más débil Base más débil
Par conjugado acido-base
Par conjugado acido-base de Bronsted-Lowry
Agua: anfiprótica
“Característica del agua, esta puede ganar o perder un protón.”
Según Bronsted-Lowry, puede actuar como ácido o base.
Acidos de Bronsted-Lowry y sus bases conjugadas
ACIDO BASE
NOMBRE FORMULA NOMBRE FORMULA
Acido perclórico
HClO4Ion Perclorato ClO4
-
Acido sulfúrico H2SO4Ion sulfato ácido HSO4
-
Acido clorhídrico
HCl Ion cloruro Cl-
Acido nítrico HNO3Ion nitrato NO3
-
Ion Hidronio H3O+ Agua H2O
Acido sulfuroso H2SO3Ion sulfito ácido HSO3
-
Acido fosfórico H3PO4Ion fosfato diácido
H2PO4-
Acido acético CH3COOH Ion acetato CH3COO-
Acido carbónico
H2CO3Ion carbonato ácido
HCO3-
Ion amonio NH4+ Amoniaco NH3
Agua H2O Ion hidróxido OH-
Amoniaco NH3Ion amida NH2
-
Fuente: Tabla 16.3 Burns
Aci
do
s m
ás d
ébil
es
A
cid
os
más
fu
erte
s B
ases más d
ébiles B
ases más fu
ertes
Definición según Lewis
Acido: acepta (y comparte) par de electrónico
Base: dona (y comparte) par de electrónico
Definición según Lewis
::F
F : B
F
::H
: N : H
H
::F
F : B
F
::H
: N : H
H
+
Fluoruro de boroACIDO
AmoniacoBASE
Autoionización del Agua
H2O + H2O H3O+ + OH-
Acido Base Acido Base
En el agua,
• H+ se transfiere de una molécula de H2O a otra.
• una molécula de agua actúa como ácido, mientras la otra actúa como base.
El agua pura es neutra
En agua pura,
la ionización de las moléculas del agua producen pequeñas pero iguales cantidades de iones H3O+ y OH-
las concentraciones molares son:
[H3O+] = 1.0 107
M
[OH−] = 1.0 107 M
Constante del producto iónico del agua, Kw
La constante de ionización del agua, Kw,
es el producto de las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo. Kw = [H3O+] [OH]
se pueden obtener de las concentraciones del agua puraKw = [H3O+] [OH]
Kw = [1.0 107 M] [1.0 107 M]
Kw = 1.0 1014
pH: “pouvoir hidrogene” “poder de hidrógeno”
La escala de acidez, expresa las concentraciones de iones hidrógeno en forma no exponencial, del 0 al 14.
Escala de pH de acidez y basicidad
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
11
12
13
14
1 0.1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
pH
[H+]
Aumenta la acidez Neutro Aumenta la basicidad
pH y pOH
pH de algunas soluciones comunes
SOLUCION pH
Jugo gástrico 1.0
0.1 M HCl 1.0
Jugo de limón 2.3
Vinagre 2.8
Café negro 5.0
Leche 6.6
Agua pura (25ºC) 7.0
Sangre 7.4
Amoniaco (limpiador de vidrios)
11.0
1 M NaOH 14.0
Fórmulas para calcular pH y pOH
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14
pH y pOH - Ejercicios
¿Cual es el pH de la orina si tiene una [H+] = 1 x 10-6?
pH y pOH - respuesta
pH = - log [H+]
pH = - log 1x10-6 = 6
pH y pOH - Ejercicios
¿Cual es el pH de la sangre si tiene una [OH-] = 2.5 x 10 -7?
pH y pOH - respuesta
pOH = - log [OH-] = - log 2.5 x10-7 = 6.60
pH = 14 – 6.60 = 7.4
Fórmulas para calcular [H+] y [OH-]
[H+] = Antilog -pH
[OH-] = Antilog -pOH
[H+] [OH-] = 1 x 10-14 M
pH y pOH - Ejercicios
¿Cual es la [H+] del jugo gástrico si tiene un pH=1.20?
pH y pOH - respuesta
[H+] = Antilog –pH
[H+] = Antilog -1.20 = 6.3 x 10-2 M
pH y pOH - Ejercicios
¿Cual es la [OH-] de la saliva si tiene una [H+] = 6.31x 10 -7?
pH y pOH - respuesta
[H+] [OH-] = 1x10-14
[OH-] = 1x10-14 = 1.58x10-8 M
6.31x10-7
Constante de ionización de Ácidos y bases débiles
Ejemplo:
Acido débil (Ki ó Ka): HCOOH
HCOOH HCOO- + H+
Ka = [ H+ ] [ HCOO- ] [HCOOH ]
Constante de ionización de Ácidos y bases débiles
Ejemplo:
Base débil (Ki ó Kb): NH4OH
NH4OH NH4+ + OH-
Kb = [NH4+ ] [ OH- ]
[NH4OH]
FORMULAS Constante de ionización de Acidos y bases débiles
Ki = ___[ x ]2_____ [sustancia]
donde [x] es la concentración de los iones y es la misma para ambos iones
% i = ____[x]_____ x 100 [sustancia]
donde % i es porcentaje de ionización
Ka, Kb, Ki - Ejercicios
Calcule la Ka para una solución de CH3COOH (ácido acético), 0.25 M ionizada un 3.8% y calcule el pH de esta solución.
Ka, Kb, Ki - respuesta
CH3COOH CH3COO- + H+ 0.25 M x M x M 100% 3.8% 3.8%
NOTA: las concentraciones de los iones son idénticas
Ka, Kb, Ki - respuesta
Primero, se encuentra la concentración de los iones [CH3COO-] y [H+]:
3.8% x 0.25 M = 9.5 x 10-3 M 100%
Ka, Kb, Ki - respuesta
Segundo, se tienen todas las concentraciones para calcular Ka:
Ka = [CH3COO-][H+] = (9.5x10-3 M)2 = 3.61 x 10-4
[CH3COOH] 0.25 M
Ka, Kb, Ki - respuesta
Tercero, ahora se puede calcular el pH pues se conoce la [H+] = 9.5x10-3 M:
pH = -log [H+]
pH = -log 9.5 x 10-3 M = 2.02
Ka, Kb, Ki - Ejercicios
Escriba la constante de ionización y calcule el % de ionización para una solución de HCOOH (ácido fórmico), 1M, con una
Ka = 3.8 x 10-5 . Calcule el pH de esta solución
Ka, Kb, Ki - respuesta
HCOOH HCOO- + H+ 1 M x M x M 100% x % x %
NOTA: las concentraciones de los iones son idénticas
Ka, Kb, Ki - respuesta
Ka = [HCOO-][H+] 3.8 x 10-5= [x M] 2 [HCOOH] [1M]
[x M] 2 = (3.8 x 10-5 x 1 M) [x M] = 6.16 x 10-3 M
Ka, Kb, Ki - respuesta
% ionización = 6.16 x10-3 M x 100 = 0.62% 1M
Ka, Kb, Ki - respuesta
Ahora calcule el pH pues se conoce la [H+] = 6.16x10-3 M:
pH = -log [H+]
pH = -log 6.16 x 10-3 M = 2.21
FIN