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Instrucciones
• Leer las diapositivas.
• Hacer la guía que aparece al final de la presentación (la cual será evaluada).
• Llevar la guía resuelta el lunes 30 de marzo (se avisará nueva fecha si alargan el periodo de cuarentena)
ACIDOS , BASES Y
ELECTROLITOS
ACIDOS Y BASES
ÁCIDO
Tiene sabor agrio y pueden producir
sensación de picazón en la piel. Su
nombre viene del latin acidus = agrio
Ej. Jugo de limón, vinagre, aguas
gaseosas
BASE
Tiene un sabor amargo y sensación
jabonosa en la piel.
Ejemplo;: antiácidos, limpiavidrios,
jabón.
Definiciones : ARRHENIUS
ÁCIDO: Sustancia que produce iones hidrogeno (H+) cuando se disocia enagua.
El H+ es un protón que en solución acuosa se hidrata y se convierte enión Hidronio (H3O
+), formando la siguiente reacción
H+ + H2O → H3O+
Ej: HCl , HNO3 ,, H2SO4 , H2CO3
La disociación puede determinarse de 2 formas
HCl + H2O → H 3O+
(ac) + Cl -(ac)
HCl + H2O → H+ + Cl -
BASE: Sustancias que liberan, iones hidróxido (OH-), al disociarse en agua.
Ej: NaOH, KOH, Ba(OH)2
NaOH + H2O → Na+ + OH-
Definiciones: BRONSTED-LOWRY
ÁCIDO: Sustancia que dona un protón, (ion H+) a otra sustancia.
BASE: Sustancia que acepta un protón
HCl + NH3 → NH4+ + Cl-
ÁCIDO BASE
*Note el HCl dona un protón al NH3, el cual lo acepta.
Definiciones: LEWIS
ÁCIDO: Sustancia que puede aceptar un par de electrones.
BASE: Sustancia que puede ceder un par de electrones.
Ácido Base
En el ejemplo de abajo, el NH3 es la base porque aporta el par
de electrones y el BF3 es él ácido por que los acepta
Tabla comparativa de las diferentes
definiciones de ácido y base.
CARACTERISTICAS ACIDOS BASES
ARRHENIUS Libera H+ Libera OH-
BRONSTED & LOWRY DONA H+ ACEPTA H+
LEWIS ACEPTA UN PAR DE
ELECTRONES
DONA UN PAR DE
ELECTRONES
ELECTROLITOS SI SI
SABOR AGRIO AMARGO
SENSACIÓN CAUSA PICAZÓN JABONOSO,
RESBALADIZO
TORNASOL (PAPEL PH) ROJO AZUL
FENOLFTALEINA SIN COLOR FUCSIA
NEUTRALIZACIÓN, NEUTRALIZA BASES NEUTRALIZA ACIDOS
IONIZACIÓN
Proceso mediante el cual una sustancia se disocia en sus ionesrespectivos. La ionización puede ser reversible o irreversible
Ej: ( ácidos, bases y sales) :
HCl → H+ + Cl-
KOH → K + + OH-
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+
NH3 ⇄ NH4+ + OH-
CaCl2 →Ca +2 + 2 Cl -
ELECTROLITOS
Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones yconduce la electricidad. Los cuales pueden clasificarse enfuertes o débiles
FUERTE DÉBIL
▪ Se disocian al 100%.
▪ Buen conductor de la
electricidad
▪ La reacción de ionización
ocurre en un solo sentido
(irreversible).
KOH → K+ + OH-
H NO3 → H++ NO3-
▪Se disocian en un pequeño %.
▪ Conduce poco la electricidad.
▪Su reacción de ionización es
reversible y poseen Ka si son
ácidos ó Kb si son bases.
C6H5COOH ⇄ H+ + C6H5 COO-
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
Visualización de electrolitos, a través de
introducir un aparato en el cual se enciende una
bombilla al conducir la electricidad
FUERTES DEBILES
NO ELECTROLITO
Sustancias que en estado líquido, en solución o fundidos
NO conducen la electricidad. (En éste caso no se enciende
la bombilla)
Ej :
• Aceite
• Alcohol
• Gasolina
• Azúcar
azúcar
azúcar azúcar
azúcar
IONIZACION DEL AGUA
El agua es mala conductora de electricidad, cuando se halla en
forma pura, debido a que se ioniza muy poco.
H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-
A 25°C, en el agua pura: la [ H+ ] = [OH-] y tiene el siguiente valor.
[H+] = 0.00000010 = 1.0 x 10 -7 M
[OH-] = 0.00000010 = 1.0 x 10 – 7 M
Constante de Producto Iónico del agua (Kw)
Kw = [H+] [OH-]
Kw = [1.0 x 10 -7 ] [1.0 x10 - 7]
Kw = 1.0 x10 -14
KH2O = 1.0 x10 -14
¿Cómo influye la adición de un ácido (H+) y de una
base (OH-) al agua o soluciones acuosas, en las
concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo ?
Si ↑[ H+ ] → [OH-] ↓ hasta que [ H+][OH-] = 1,0x10 -14
Si ↑[OH -] → [H+ ] ↓ hasta que [H+][OH-] = 1,0x10 -14
*simbología
[ ]= concentración
En soluciones Acidas: [H+] >1,0x10 -7
En soluciones Alcalinas o Básicas:[H+] < 1,0x10 -7
En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1,0x10 -7
Ej: Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1,0 x10 -5
¿Cuál es la [H+] ?.
Se usa Kw y se despeja [H+]
Kw → [H+] [OH-] = 1,0 x 10 -14
[H+] = 1,0x 10 -14 / [OH-]
[H+] = 1,0 x 10 -14 / 10 x 10 -5
[H+] = 1 x 10 -9
ÁCIDOS Y BASES FUERTES
ACIDOS FUERTES:
Son aquellos que se ionizan totalmente en agua (100%).
Tiene una ionización irreversible.
Ej: HCl Ácido Clorhídrico
HBr Ácido Bromhídrico
HI Ácido Yodhídrico
H2SO4 Ácido sulfúrico
HNO3 Ácido Nítrico
HClO4 Ácido Perclórico
ÁCIDOS DÉBILES
▪ Se ionizan en pequeña proporción.
▪ Tienen una ionización reversible
▪ Poseen una constante de ionización (Ka)
HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-
Ka= [H+] [C2H3O2-]
[HC2H3O2]
HCOOH Ácido Fórmico C3H5(COOH)3 Ácido Cítrico
H2CO3 Ácido carbónico CH3CHOHCOOH Ácido láctico
BASE FUERTE
Se ionizan totalmente en agua, (100%). Tiene una ionización
irreversible
NaOH Hidróxido de Sodio
KOH Hidróxido de Potasio
BASE DÉBIL
▪ Se ionizan parcialmente en agua
▪ Tienen una ionización reversible
▪ Poseen una constante de ionización (Kb).
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
Kb = [ NH4+] [OH-]
[NH4OH]
Mg(OH)2 Hidróxido de Magnesio
NH3 Amoniaco
pH
El pH es la medida de la concentración de iones hidronio [H3O+ ] ó [ H+]
en una solución. Y se calcula:
Ejemplo:
Calcule el pH de una solución que posee [H+] =0.00065
Resp: pH = -log (6.5 x 10 – 4 )= 3.18
pH = - log [H+]
1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13
14 7
NEUTRO
MAS BÁSICOMAS ÁCIDO
El agua pura tiene una [H+] = 1x10 -7 y un pH 7.
▪ Toda solución neutra tiene un pH 7
▪ Toda solución ácida tiene un pH menor 7
▪ Toda solución básica tiene un pH mayor 7
pH de algunas sustancias
pOH
Es la medida de la concentración de iones hidroxilo [OH-] en una solución y se calcula
También considerar: pH + pOH = 14 → pH = 14 - pOH y pOH = 14 – pH
Ejemplo:
Si el pH de una solución es 3,2 ¿Cuál es el valor de el pOH?
Resp: pH + pOH = 14 → pOH = 14 – pH; pOH = 14 – 3.2 = 10.8
Ej: Si [OH-] en una solución es 0.05, ¿cuál será el valor del pOH?.
esp: pOH = -log [ OH-] → pOH = -log 0.05 = 1.30
pOH = - log [OH-]
Calculo del valor de [H +] y [OH-] a partir de
valores de pH
Use las siguientes fórmulas:
[H+] = 10 – pH y [OH -] = 10 - pOH
Ej: Calcule [H+] de una solución cuyo pH es 3.7.
Resp: [H+] = 10 -pH = 10 – 3.7 = 0.000199 ó sea [H +] =1.99 x 10 -4
Ej: Calcule [OH -] si el pOH de una solución es 2.8
Resp: [OH -] = 10 -pOH = 10 -2.8 = 0.00158 = 1.58 x 10 -3
Procedimiento para calcular pH de ácidos fuertes
Los ácidos fuertes como son la mayoría de hidrácidos y oxácidos
monopróticos (los que poseen un solo hidrógeno: HCl, HNO3, etc),
se ionizan casi en un 100 %, por lo tanto la [H+] es igual a la
concentración molar del ácido.
Ej: cual es el pH de una solución de HCl 0.066 M
Se considera que la [ H + ] es igual a la [ ácido ]
Resp: pH = - log [H + ] → pH = - log 0.066
pH = 1.18
Procedimiento para calcular el pH de bases fuertes
La mayoría de Hidróxidos que poseen un solo radical OH, son bases fuertes, se ionizan
casi en un 100 %, por eso la [ OH - ] es igual a la molaridad de la base.
Ej: Calcule el pH de una solución de NaOH 0.024 M
Considere que [OH -] es igual a la [ NaOH ] → [ OH -] = 0.024
Resuelva, calculando pOH = -log 0.024 = 1.62
ahora aplique pH + pOH = 14 → pH = 14 – pOH →
pH = 14 – 1.62 → pH = 12.38
También puede resolverlo aplicando
K w = [ H + ] [ OH -] = 1.0 x 10 – 14, despejar [ H +]
[H +] = 1x 10 -14 / [OH-] → [ H + ] = 1x 10-14 /0.024 = 4.16 x 10 -13
Entonces pH = -log [H +] → pH = – log 4.16 x 10 -13
pH = 12.38
*Note en ambos procedimientos se llega a la misma respuesta
Expresión de Ka para ácidos débiles y Kb para
bases débiles.• Considere el siguiente ácido débil.
CH3COOH(ac) + H2O(l) CH3COO(ac)- + H(ac)
+
Ka = [CH3COO - ] [ H + ]
[ CH3COOH ]
• Considere la siguiente base débil
CH3NH2(ac) + H2O(l) CH3NH3(ac)+ + OH(ac)
–
Kb = [ CH3NH3+ ] [ OH -]
[ CH3NH2]
• *Note no se toma en cuenta la [ H2O] en la Ka y Kb
• **Los productos van en el numerador y el reactivo en el denominador.
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Para calcular el % de Ionización en ácidos y bases débiles, como éstos se ionizan en
pequeño porcentaje y se calcula de la siguiente manera
Ácidos :
Bases:
% de ionización = [H+] x 100
[ácido]
% de Ionización = [OH-] x 100
[base ]
Ej: Calcule la [H+], el pH y el % de ionización en una solución 0.3M de ácido acético ( CH3COOH) con Ka=1.8 x 10 -5.
Resolución:
CH3COOH CH3COO- + H+
x x
Como NO conocemos el % de ionización, le asignamos el valor de X a cada una de las especies ionizadas. Entonces
Ka = [CH3COO-] [H+] → 1.8 x 10-5 = (x)(x) → 1.8x10-5 = X2
[CH3COOH ] 0.3 0.3
X 2 = 1.8 x 10 -5 (0.3) → X =√ 5.4 x 10 -6 x = 2.32 x 10 -3
Como X = [H+] → [H+] = 2.32 x 10 -3
pH = -log [H+] = -log 2.32x10-3 = 2.63 → pH = 2.63.
También podemos calcular el % de ionización de la siguiente manera:
% ionización = [H+] x100 → % ionización = 2.32 x 10 -3 x100
[CH3COOH] 0.3
= 0.77 %
Ejemplo de cómo calcular Ka y pH a partir de el % de ionización.
Calcule Ka y el pH de una solución 0.25 M de ácido fórmico HCOOH si se ioniza en un 6 %.
Resolución
• Escriba reacción de ionización del ácido fórmico:
HCOOH → HCOO - + H +
Las concentraciones son
[HCOOH] = 0.25 ( valor ya dado en el problema)
[HCOO -] = 6 x 0.25 /100 = 1.5 x 10 - 2
[H+] = 6 x 0.25 / 100 = 1.5 x 10 -2
Ka = [ HCOO - ] [ H + ] Ka = (1.5 x 10 -2) ( 1.5 x 10 -2]
[ HCOOH ] ( 0.25 )
Ka = 2.25 x 10 – 4
pH = - log [ H + ] pH = - log 1.5 x 10 - 2 = 1.82
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Resuelve los siguientes ejercicios
1.- Calcular el pH de las siguientes soluciones:
• [H+] = 2.5 x 10 -5
• NaOH = 0.020 M
• [OH-] = 2.0 x10 -8
• pOH = 4.2
• HCl = 0.50 M
• NaOH = 0.28 M
• HNO3 0.0035 M
2.- Calcule la [H+] y [OH-] en soluciones con:
• pH= 5.5
• pOH = 4
• pH = 1.8
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3.- Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) 0.10 M calcular :El % de ionización del ácido acético si la constante de ionización(Ka) del ácido es 1.8x10-5 .
HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-
4.-Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10-10.
C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-
5.- ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.3 M ionizada un 3.2%?
HF ⇄ H+ + F-