acido-base 2015 - Colegio La Mision

REACCIONES
ÁCIDO-BASE
Conocer las teorías usadas en ácido-base
Reconocer e identificar escalas de pH
Definir términos usados en ácido-base
Discriminar compuestos ácidos, básicos o
neutros
Diferenciando ácidos y bases
 Muchos de los productos de uso industrial y para
el hogar suelen ser soluciones ácidas o básicas
corrosivas ,como la soda cáustica y el ácido
muriático
Indicador Ácido-base
 Un indicador ácido-base suele ser un extracto
vegetal, el cual adquiere dos colores claramente
diferenciados según se encuentre en un medio
ácido o en un medio básico.
 Los indicadores se utilizan distribuyéndose en
tiras de papel impregnadas, como sucede con el
tornasol, o en soluciones concentradas, como es
el caso de la fenolftaleína
TEORÍAS
 ARRHENIUS.
Definió a los ácidos como sustancias que se
ionizan en agua para formar iones H+, y las bases
como sustancias que se ionizan en agua para
formar iones OH-
Disociación de un ácido y una base
según Arrhenius
 Ácidos
 HA(ac) → H+(ac) + A-(ac)
 HF(ac) → H+(ac) + F-(ac)
 Bases
 M(OH)n(ac) → M+n(ac) + n OH-(ac)
 NaOH (ac) → Na+(ac) + OH-(ac)
Actividad: Indique si estas sustancias son ácidas o
básicas según Arrhenius:
 HIO3
 Fe(OH)3
BRÖNSTED-LOWRY
 Su teoría es más amplia, no requiere que estas
especies estén en disolución acuosa.
 Un ácido es un donador de protones
 Una base es un aceptor de protones
Ácido de BrÖnsted-Lowry
 HA + H2O → H3O+ +
A-
 HCl + H2O → H3O+ +
Cl-
ácido
base
ácido
base
conjugados
 El protón hidratado H3O+ , se denomina ión
hidronio.
 Sin embargo, como las propiedades ácidas del
protón no se alteran por el grado de hidratación,
se usará H+
Bases de BrÖnsted-Lowry
 El amoniaco (NH3) se clasifica como base
BrÖnsted-Lowry porque puede aceptar un ión H+
 NH 3(ac)
+ H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac)
 Todos los elementos del grupo 2A forman
hidróxidos del tipo M(OH)2, donde M es el metal
alcalino terreo
 El amoniaco es un electrolito débil (y por lo tanto,
una base débil) porque sólo una pequeña fracción
de las moléculas de
NH 3 disueltas reacciona con agua para formar
iones NH4+ y OH-
Actividad:
1. Identifique ácidos y bases según Brönsted-Lowry de
las siguientes reacciones:
 CH3COOH + H2O
 OH-
+ NH4+
CH3COO- + H3O+
NH3 + H2O
2. ¿Cuál es el ácido conjugado de?
NH3
CO3-2
HS-
3. ¿Cuál es la base conjugada de?
H2O
HNO3
H2PO4-
Ejercicio demre
Teoría de Lewis 1923
 ÁCIDO: Es toda sustancia (molecular o iónica)
que puede aceptar un par de electrones (orbital
vacío)
 BASE: Toda sustancia que puede ceder un par
de electrones (pares de e no enlazantes)
 El ácido debe tener su octeto de electrones
incompleto y la base debe poseer algún par de
electrones solitarios.
 La unión de un ácido a una base corresponde a la
formación de un enlace dativo coordinado
 La mayor o menor electronegatividad de alguno
de los átomos en el compuesto determina el
carácter ácido o básico del mismo.
 La afinidad para los electrones de un átomo
combinado se conoce como electrofilia e
inversamente, la tendencia a ceder electrones
se conoce como nucleofilia
A
+
ácido
:B
→
base
A:B
Ejemplo 1 atomos, moleculas o iones con
octetos incompletos:
BF3
+ NH3→ BF3NH3
Ejemplo 2. Los cationes metálicos, también se
comportan como ácidos de lewis, al aceptar en
sus orbitales vacíos el par e de la base, ej:
Ag+ (ac) + NH3 (ac)→Ag (NH3)+ 2 (ac)
Ejemplo 3. Algunos compuestos de doble
enlace
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(ac)
Ejercicio:
Realiza la reacción entre AlCl3 y NH3 ( no hay
medio acuoso)
Diferencias entre las teorias
 La reaccion entre acido y base de Arrhenius da
producto sal y agua.
 Un ácido y base de Bronsted y Lowry da sus
pares conjugados
 La reaccion entre acido y base de Lewis da un
producto enlace coordinado ( aducto) y no se
realizan necesariamente en medios acuosos:
Fuerza de ácidos y bases
ÁCIDOS FUERTES
 Cualquier sustancia que reacciona completamente
en el agua para formar ion hidronio:
HCl
 Ka=grande
→
H+ + Cl-
 Los ácido fuertes más comunes son:
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 y H2SO4
ÁCIDOS DÉBILES
Para otro número de especies ácidas la reacción
de ionización es incompleta (reversible)
CH3COOH
↔
CH3COO-
+
H+
 Ka=pequeña en comparación a un ácido fuerte=1,4 x
10 -5 mol/l
Ácidos débiles
¿Cuál es el ácido menos débil y el más débil?
Ejercicios
 Calcular el pH y porcentaje de ionización del ácido
acético CH3COOH 0,05M. Dato: Ka= 1,8 x10-5
 1er Paso: Disociar el ácido.

CH3COOH ↔
CH3COO- + H+
 2do Paso: Indicar las concentraciones.
 3er Paso: Calcular las concentraciones en el equilibrio a
partir de la constante.
Kac = [ CH3COO-] [H+]/[CH3COOH]
1,8x10-5=X·X/(0,05 – X)(La X de los reactivos es despreciable)
1,8x10-5 =X2/0,05
X = 9,48 x10 -4
Ahora se puede calcular las concentraciones.
CH3COOH = 0.05-X= 49,06 x10-3
CH3COO- = X = 9,48 x10 -4
H+ = X = 9,48 x10 -4
Con la concentración de hidrógeno
se puede calcular el pH
pH = -log [H+] = - log 9,48 x10 -4
pH = 3
Ejercicios
 1.- Se tiene una solución 0,01 M de ácido
cianhídrico (HCN). Su constante de disociación
(Ka ) es igual a 4,9 x 10-10 . Calcular:

 a) pH de la solución.
 b) porcentaje de disociación o ionización.

Ejercicios DEMRE
Se dispone de tres disoluciones acuosas de igual concentración: una
de ácido acético(ácido débil), otra de hidróxido de sodio (base fuerte) y
una tercera de ácidoclorhídrico (ácido fuerte). ¿En cuál de las opciones
el pH de estas disoluciones está
ordenado de menor a mayor?
A) Hidróxido de sodio – ácido acético – ácido clorhídrico.
B) Ácido clorhídrico – ácido acético – hidróxido de sodio.
C) Ácido acético – ácido clorhídrico – hidróxido de sodio.
D) Hidróxido de sodio – ácido clorhídrico – ácido acético.
E) Ácido clorhídrico – hidróxido de sodio – ácido acético.
A continuación se indican 5 ácidos y su pH respectivo a solución de
0,1 M cada uno de ellos.
¿Cuál es el ácido más débil?
A) [NH4]+ pH = 6,1
B) H2S pH = 4
C) H2SO4 pH = 3,7
D) CH3-COOH pH = 5,5
E) HCl pH = 2,7
Ejercicio DEMRE:
1 El ácido acético (CH3COOH) es un ácido
débil en solución acuosa, y a una
concentración 0,10 mol/L está disociado en
un 1,3%. Al respecto, se puede afirmar
correctamente que presenta:
A) pOH < 7
B) [OH- ] = 1,3 mol/L
C) [H+ ] = 1,3 mol/L
D) [OH- ] = 1,3×10-3 mol/L
E) [H+ ] = 1,3×10-3 mol/L
2 ¿Cuál es el pH de una disolución cuya
concentración de H+ es de 1 x 10−6 M?
A) 1
B) 4
C) 6
D) 7
E) 10
3 Según la constante de acidez (Ka), ¿cuál de las
siguientes alternativas es correcta?
Ácido
Constante acidez (Ka)
X
6,6 x 10-4
Y
2,3 x 10-9
Z
5,8 x 10-10
A) X es más débil que Y.
B) Y es más débil que Z.
C) Z es el más débil.
D) Z es más fuerte que X.
E) Z es el más fuerte.
BASES FUERTES
 Son aquellas que en solución presentan un alto %
de disociación
NaOH →
Kb=grande
+
Na
+
OH
BASES DÉBILES
 Son sustancias con un bajo % de disociación
↔ NH4+ + OH-
 NH3 + H2O
 Kb=1,8 x 10
-5
EL AGUA: ¿ÁCIDO O BASE?
H2O
↔ H+ +
OH-
Kc = [ H+ ] [ OH- ]
[ H2O ]
Kw = [ H+ ] [ OH- ] = 1 x 10 -14 mol2/L2
Fuerza de ácidos y bases
 Si un ácido tiene mayor tendencia a donar
protones que otro, se dice que el ácido es más
fuerte.
 Si una base tiene mayor tendencia a aceptar
protones que otra, se dice que es una base más
fuerte.
 Los ácidos y bases se comportan como
electrolitos.
 Mientras más iones entregue un ácido o una base,
más fuerte es y presenta un mayor grado de
ionización.
 Un electrolito fuerte se disocia 100%.
Ej:
HCl
→
H+
+ Cl-
K= [H+][Cl-] = ∞
[HCl]
Cálculo de pH en Ácidos y Bases
Fuertes
 Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 10-3
M.
HCl
0
H+
10-3
pH= -log [H+]
pH= -log 10-3
pH= 3
+
Cl10-3
Ejercicio : Demre:
Se sabe que la picadura de abeja es aliviada con bicarbonato de
sodio y la picadura de avispa se alivia con vinagre.
Considerando esta información, y con respecto al pH de los
fluidos que inyectan la abeja y la avispa, éstos se pueden
clasificar correctamente como
Fluido de abeja
Fluido de avispa
A) Ácido
ácido
B) neutro
básico
C) Ácido
básico
D) Básico
ácido
E) básico
básico
Reacciones de neutralización
Inyecta:
Sustancia
ácida
Inyecta:
Sustancia
alcalina
Soluciones buffer
 Resiste un cambio de pH aunque se añada una
base o ácido fuerte.
 Un ácido débil y una de sus sales
 Una base débil y una de sus sales
 pH = pKa + log Base conjugada
ácido
 Sistema CH3COOH/CH3COO-
CH3COOH ↔
CH3COONa →
CH3COOCH3COO-
+
+
H+
Na+
 CH3COO-(sal)+H+ (añadidos) ↔ CH3COOH
+ OH(añadidos)↔CH3COO-+H2O
 CH3COOH (acido)
 Calcule el pH de una disolución que contiene
acido acético 0,20 M y acetato de sodio 0,30 M.