Acido Base

Views:
 
Category: Education
     
 

Presentation Description

Equilibrio acido base

Comments

Presentation Transcript

Acidos y Basesconcepto de pH : 

1 Acidos y Basesconcepto de pH

Slide 2: 

2 ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

Slide 3: 

3 ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS. Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución de iones y por consiguiente sea capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

Disociación ácido-base según Arrhenius : 

4 Disociación ácido-base según Arrhenius ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH– Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

Slide 5: 

5 ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY. La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

Slide 6: 

6 PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras

Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. : 

7 Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac)  Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O es decir, el ión HCO3– actúa como ácido cede protones. El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac)  H+ + Cl– por lo que HCO3– + H+  H2CO3 (CO2 + H2O) es decir, el ión HCO3– actúa como base toma protones. ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

Slide 8: 

8 Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”. Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: HSO4 -(aq) + H2O (l)  H2SO4 + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se transforma en H2SO4 (ácido conjugado)

Slide 9: 

9 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

Slide 10: 

10 FUERZA DE LOS ÁCIDOS. Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a formarse A- El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la temperatura

Slide 11: 

11 Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

Slide 12: 

12 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.

Slide 13: 

13 DISOCIACIÓN DEL AGUA. Una disolución es: Ácida Neutra Básica si [H3O+] > [OH-] si [H3O+] = [OH-] si [H3O+] < [OH-] En una disolución acuosa diluida, la [H2O] es muy grande y permanece prácticamente constante, por lo que se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniéndose una nueva, Kw, que recibe el nombre de producto iónico del agua: Kw = Kc [ H2O]2 = [H3O+][OH-] En cualquier disolución acuosa, las variables [H3O+] y [OH-] son inversamente proporcionales Reacción muy desplazada hacia la izquierda la constante de equilibrio es muy pequeña

Slide 14: 

14 La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 conocido como “producto iónico del agua” El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2 En el caso del agua pura: ———–H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a: Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

Slide 15: 

15 CONCEPTO DE PH. Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones Por tanto, para el agua pura: pH = - log 10-7 = - (-7) = 7 A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14 moles2 L-2 y en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol L-1

Gráfica de pH en sustancias comunes : 

16 Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO

CONCEPTO DE pOH. : 

17 CONCEPTO DE pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC? pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 entonces: KW 10–14 M2 OH– = ——— = —————— = 0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Slide 18: 

18 EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE. Conocida la Kb para una base se puede calcular la Ka de su ácido conjugado Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor Ka) sea el que ceda el protón

Slide 19: 

19 En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O  A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+Kc = ——————  Kc · H2O = —————— HA · H2O HA constante de  disociación (K acidez) Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

Slide 20: 

20 En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O  BH+ + OH– BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = ——————  Kc x H2O = —————— B x H2O B constante de disociación (K basicidad) Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kbmayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M : 

21 Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M Equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH– conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M. : 

22 En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que: -Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. -Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh). Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH– KW 10–14 M2 Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M

Relación entre la constantey el grado de disociación “” : 

23 Relación entre la constantey el grado de disociación “” En la disociación de un ácido o una base Igualmente: En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),  se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c 2 (Kb = c 2 ) De donde: El grado de disociación mide la proporción entre lo que disocia de una sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.

Slide 24: 

24 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS.

Slide 25: 

25 HIDRÓLISIS DE CATIONES Y ANIONES. La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua Cualquier catión cuya base conjugada sea débil, tendrá carácter ácido suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza soltando protones y dando pH ácido Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan con el agua (Na+, Ca2+, K+, etc.) Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder un protón originando disoluciones ácidas

Slide 26: 

26 Al disolver KCN, se libera el ion CN- ( base conjugada del HCN ácido débil), que será una base fuerte y tendrá cierta tendencia a captar un H+ Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte como para reaccionar con el agua y se hidroliza dando iones OH- generando pH básico La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua Reacción desplazada a la izquierda; las moléculas del HCl ceden un H+ a los OH- Al disolver KCl en H2O se libera el ion Cl- (base conjugada del HCl), que será una base muy débil y no aceptará H+ del agua

TIPOS DE HIDRÓLISIS. : 

27 TIPOS DE HIDRÓLISIS. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

Slide 28: 

28 Sal procedente de ácido débil y base fuerte por ejemplo: CH3–COO–Na+ SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica). Sales procedentes de ácido fuerte y base débil ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

Slide 29: 

29 Sales procedentes de ácido débil y base débil por ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+) En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base. Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO3 o CaCl2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras (pH = 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na2CO3 o KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH- sus disoluciones son básicas (pH >7) Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH4NO3 o FeCl3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H3O+sus disoluciones son ácidas (pH > 7) Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo: NH4CN o CaCl2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

Slide 30: 

30 EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES. NORMALIDAD. Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base 1 eq HCl : 1 eq Ca(OH)2 Un ejemplo: Una forma de expresar la concentración de una disolución es la Normalidad Valencia (v) para un ácido, el número de H+ que cede por molécula Valencia (v) para una base, el número de H+ que reacciona con cada molécula número de eq = número de moles .valencia N = M · v

VALORACIONES ÁCIDO-BASE : 

31 VALORACIONES ÁCIDO-BASE La volumetría ácido-base es un procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución, conociendo la concentración de otra, en una reacción de neutralización ácido- base. Se basa en el cambio brusco del pH de una disolución (ácida o básica), cuando se completa la reacción de neutralización (OH- + H+ = H2O) Instante definido como punto de equivalencia Para saber cuándo se ha alcanzado el punto de equivalencia, se utiliza un indicador ácido base, que avisa, cambiando de color, cuando se ha completado la reacción

INDICADORES DE pH (ácido- base) : 

32 INDICADORES DE pH (ácido- base) Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado Con esta expresión se puede interpretar el “color” que presentará el indicador según el pH de la disolución. Así se tiene que cuando la concentración de H3O+ :

Slide 33: 

33 El indicador elegido debe tener el punto final próximo al punto de equivalencia de la valoración: p K In = pH Rojo Rojo Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Rojo Amarillo Amarillo Amarillo Azul Azul Azul Rosa Púrpura 1,2-2,8 3,2-4,2 4,8-6,0 5,0-8,0 6,0-7,6 8,0-9,6 8,2-10,0 11,0-12,4 1,7 3,4 5,0 6,5 7,1 8,9 9,4 11,7

Slide 34: 

34 En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base Na Va = Nb Vb NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la neutralización.

Slide 35: 

35 El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7

Slide 36: 

36 LA LLUVIA ÁCIDA. Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de contaminantes del aire El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+

authorStream Live Help