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  • Objetivo

    • Comprender las teorías ácido-base

  • • ¿Sabías que la acidez estomacal se debe al exceso de iones H+?

    • ¿Sabías que en tu estómago se encuentra un ácido fuerte, llamado ácido clorhídrico?

  • RecordandoÁcidos y bases

    • Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad.

  • • Los ácidos tienen en común:

    – Tienen un sabor ácido.

    – Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno.

    – Colorean el tornasol de color rojo.

    • Las bases tienen en común:

    – Tienen un sabor amargo.

    – Al tacto son jabonosas.

    – Colorean el tornasol de color azul.

    Introducción

  • • Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua.

    • Ejemplo:

    HCl + NaOH → NaCl + H2O

    Introducción

  • • Ahora bien, cabe preguntarse:

    • ¿A qué se deben estas características en los ácidos y en las bases?

    • ¿Por qué se neutralizan?

    • Existen al menos tres teorías que tratan de explicar el comportamiento de los ácidos y bases.

    • Tres teorías que han ido evolucionando con el tiempo.

    Introducción

  • TEORÍAS ÁCIDO-BASES

  • Teoría de Arrhenius

  • • Svante August Arrhenius nació en Wijk (Suecia) en 1859 y murió en Estocolmo en 1927.

    • Formuló su teoría de disociación electrolítica en su tesis doctoral en 1884.

    • Ganó el Nobel de química en 1903.

    Teoría de Arrhenius

  • • Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente:

    • Un ácido es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+)

    HCl + H2O → H+ + Cl-

    • Una base es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-)

    NaOH + H2O → Na+ + OH-

    Teoría de Arrhenius

  • • La reacción de neutralización entre ambas especies produce una sal y agua.

    HCl + NaOH → NaCl + H2O

    Teoría de Arrhenius

  • Teoría de Bronsted-Lowry

  • • Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947)

    – Químico y físico danés.

    • Thomas Martin Lowry (1874-1936)

    – Químico inglés.

    Teoría de Bronsted-Lowry

    Bronsted

    Lowry

  • • Ambos científicos, en forma simultánea e independiente, formularon en 1923 trabajos semejantes con respecto a la teoría ácido base.

    • Esta teoría resulta más satisfactoria que la anterior, ya que considera sistemas no acuosos.

    Teoría de Bronsted-Lowry

  • • En pocas palabras, para Bronsted-Lowry:

    • Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar hidrógeno (H+)

    HCl → H+ + Cl-

    • Una base es una sustancia que en solución es capaz de captar hidrógeno (H+)

    NH3 + H+ → NH4

    +

    Teoría de Bronsted-Lowry

  • • En su teoría se incorpora el concepto de par conjugado ácido base, en donde hay una competencia por los protones que se da de la siguiente forma:

    Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1

    • El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido

    2.

    Teoría de Bronsted-Lowry

  • • En su forma general, para los ácidos se da:

    HA + H2O ↔ H3O+ + A-

    • En donde vemos que:

    Teoría de Bronsted-Lowry

    Ácido

    Base

    Ácido

    conjugado

    Base

    conjugada

  • • En su forma general, para las bases se da:

    A- + H2O ↔ HA + OH-

    • En donde vemos que:

    Teoría de Bronsted-Lowry

    Base

    Ácido

    Ácido

    conjugado

    Base

    conjugada

  • Teoría de Lewis

  • • Gilbert Newton Lewis (1875-1946).

    • Químico estadounidense.

    • Nació en Weymouth, Massachusetts.

    • Formuló su teoría ácido base en 1923.

    Teoría de Lewis

  • • En su teoría incluye sustancias que no tienen hidrógeno y que, a pesar de ello, se comportan como ácidos o bases.

    • Su teoría funciona en soluciones no acuosas y no necesita de la formación del par conjugado ácido base y de una sal.

    Teoría de Lewis

  • • Lewis definió los ácidos y las bases de la siguiente forma:

    • Ácido: es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios pares de electrones.

    • Base: es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares de electrones.

    Teoría de Lewis

  • • Ejemplo:

    BF3 + F- ↔ BF4

    -

    Teoría de Lewis

  • Relación entre pH y pOH

    Producto iónico del agua (Kw)

    (1) Kw = [H+1]·[OH-1] = 1·10-14

    (2) [H+1] = [OH-1] = 1·10-7

  • • Kw = [H+1] [OH-1] /·log

    • logKw = log[H+1] + log[OH-1]

    Debemos saber que:

    • logKw = - pKw

    • log[H+1] = - pH

    • log [OH-1] = - pOH

    Entonces:

    pKw = pH + pOH

  • • Søren Peter Lauritz Sørensen (Havrebjerg, 9 de enero de 1868 - Charlottenlund, 12 de febrero de 1939) fue un químico danés cuyo mayor aporte fue introducir el concepto de potencial de hidrógeno (pH).

  • Medida de acidez y basicidad

    • El rango de medición está entre 0 y 14

    • Se calcula de acuerdo a la concentración de iones hidrógeno [H+1]

    • La fórmula para calcular el pH es:

    pH = -log[H+1]

  • ZONA pH

    Ácido 0 a 6,9

    Neutro 7

    Básico 7,1 a 14

  • Relacionando pH y pOHpH pOH pKw

    0 14 14

    1 13 14

    3 11 14

    5 9 14

    7 7 14

    11 3 14

    14 0 14

  • Actividad 1

    1) Determina el valor de pH y carácter ácido o base si se sabe que:

    a) pOH = 12,45

    b) pOH = 3,45

    c) pOH = 6,21

    d) pOH = 11,11

    e) pOH = 9,82

    f) pOH = 1,23

  • Actividad 2

    • Determinar valor de pOH y carácter ácido o base, si se sabe que:

    a) pH = 2,10

    b) pH = 3,66

    c) pH = 0,57

    d) pH = 12,56

    e) pH = 7,41

    f) pH = 7,89

  • Actividad 3

    1) Determinar el valor de pH, si se conoce el valor de la concentración de iones [H+]

    a) [H+] = 1x10-4 M

    b) [H+] = 1x10-9 M

    c) [H+] = 1x10-2 M

    d) [H+] = 0,001 M

    e) [H+] = 0,01 M

    f) [H+] = 1x10-13 M

  • Indicador ácido-base

    • Un indicador ácido-base, como el que está presente en el jugo de repollo, es una sustancia colorida capaz, de existir en forma de ácido o en forma de base, con diferente color.

    • Un indicador clásico utilizado en la química de las disoluciones, es la fenolftaleína, que en medios ácidos es incolora y en medios básicos fucsia.

  • • La fenolftaleína de fórmula (C20H14O4) es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,0 (incoloro) a pH=9,8 (magenta o rosado).

  • NEUTRALIZACIÓN

    • Al reaccionar un ácido y una base se produce una neutralización, en la que es posible constatar la formación de una sal y de agua según el mecanismo general:

    ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA

    • El punto de neutralización supone que la cantidad de moles de iones H+ y OH– se igualan, alcanzando el pH neutro. Así:

    • nH+ = nOH–

  • EJERCICIOS DE NEUTRALIZACIÓN

    1. Se dispone de 2 mL de ácido fluorhídrico 0,2 M y es necesario neutralizar una base fuerte de concentración 0,25 M. ¿Qué volumen de base es necesario emplear?

  • 2. 20 mL de una base (NaOH) de poH desconocido se derraman sobre un mesón del laboratorio de química. Para limpiar el derrame será necesario, en primer lugar, neutralizar la base empleando un ácido fuerte, como HI. En los gabinetes del laboratorio existen 10 mL de ácido yodhídrico de concentración 0,2 M. Al mezclar ambas sustancias se produce neutralización completa, pues al registrar el pH de la mezcla con papel pH se observa pH 7. ¿Cuál es la concentración y el pH de la base?

  • 3. Se dispone en una vaso de precipitado de 10 mL de un ácido fuerte como el HCl de pH = 2 y es necesario neutralizarlo con una base, alcanzando un volumen total de mezcla igual a 25 mL. ¿Qué concentración de hidróxido de potasio se debe emplear para lograr la neutralización completa?

  • TITULACIÓN.

    • El proceso más común y exacto para determinar la concentración de una disolución, es la titulación o volumetría ácido-base, que consiste en agregar gradualmente una disolución de concentración conocida, a otra disolución de concentración desconocida, hasta que la neutralización se complete.

  • EJERCICIOS

    1.) Se estandarizó una disolución de NaOH con HBr según la reacción:

    • HBr (ac) + NaOH (ac)  →  NaBr (ac) + H2O (ac)

    ¿Cuál es la concentración de la disolución de NaOH si se gastaron 40,07 mL para neutralizar 25,0 mL del ácido 0,14 M?

  • 2.) Se valoran 32 mL de disolución de sosa, gastándose en su neutralización 25 mL de ácido clorhídrico 4 M. Calcula la concentración de sosa.

    - Esquematice el proceso.

  • Ácido –base y Estequiometria

    3.) ¿ Cuántos gramos de Ca(OH)2, se necesitan para neutralizar 25,0 ml de HNO3 0,100M?

  • Ácido –base y Estequiometria

    • 4) se tiene una solución que contiene 0,40 g de NaOH. Calcular el volumen de solución de 0,25 M, de HNO3 necesario para su total neutralización.

  • Ácido –base y Estequiometria

    • 5) Se necesitan neutralizar 20 ml de H2SO40,150 M. Calcule la cantidad en gramos de NaOH que se necesitan.

  • Curvas de valoración

  • SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

    • Las disoluciones amortiguadoras o buffer son disoluciones que se preparan a partir de un ácido o base débil y su respectiva sal (HAc / MAc). Se caracterizan por poseer la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos y bases.

  • EJERCICIO

    • Un litro de disolución contiene ácido acético (CH3COOH) 0,5 M y acetato de sodio (CH3COONa) 0,5 M, y el Ka del ácido es 1,8 · 10-5. ¿Cuál será su pH luego de agregar ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M, y la sal disminuye también en 0,1 M?