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Acidos Y Bases
 

Acidos Y Bases

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    Acidos Y Bases Acidos Y Bases Presentation Transcript

    • UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO LEÓN SECRETARÍA ACADÉMICA DIRECCIÓN DE ESTUDIOS DEL NMS Material educativo para uso en las aulas interactivas (PEI’s) Química II Unidad IV. Ácidos y Bases
    • Ácidos y Bases Caracterización Clasificaciones Reacciones Ácido-base Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted - Lowry Ionización Neutralización Fuertes Débiles Monoprótico Poliprótico Grado de acidez o Basicidad ( pH y pOH ) MAPA DE CONCEPTOS Repaso Act. 4.1
    • Ácidos Características
      • En solución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica
      • Reacciona con las bases formando sal y agua
      • Reaccionan con algunos metales (Mg, Zn, Fe) liberando hidrógeno (H 2 )
      • Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo
      • Tienen sabor agrio
      Limón, bebidas carbónicas, café negro, Aspirina, vinagre. Ejemplos
    • Bases o hidróxidos Características
      • En solución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica
      • Reacciona con los ácidos formando sal y agua
      • Las propiedades básicas desaparecen al reaccionar con las ácidos
      • Poseen tacto grasiento
      • Sabor amargo
      Amoniaco, jabón, detergente, limpiadores, sosa cáustica Ejemplos
    • Ácidos y bases caseros leche de magnesia (laxante y antiácido) hidróxido de magnesio (base) limpiadores caseros amoníaco (base) baterías de coches ácido sulfúrico jugos gástricos ácido clorhídrico zumo de cítricos ácido cítrico vitamina C ácido ascórbico aspirina ácido acetil salicílico vinagre ácido acético Donde se encuentra Ácido o base
    • Teoría de los ácidos y las bases HA               A - + H + Arrhenius BOH               B - + OH - La teoría de Arrhenius para ácidos y bases se aplica a soluciones acuosas Liberan iones hidrógeno (H + ) en agua Ácidos Liberan iones hidróxido (OH - ) en agua Bases
    • Realiza la Actividad 4.2 de la Guía del alumno “Características de ácidos y bases. Teoría de Arrhenius ”
    • Teoría de los ácidos y las bases HCl + H 2 O              H 3 O + Cl - Bronsted-Lowry Dona H + HCl + H 2 O              H 3 O + Cl - Acepta H + Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H + Ácido Es un receptor de protones; acepta un ion hidrógeno H + Base
    • Teoría de los ácidos y las bases HCl + H 2 O              H 3 O + + Cl - Bronsted-Lowry Dona H + HCl + H 2 O              H 3 O + + Cl - Dona H + Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H + Ácidos Es un receptor de protones; acepta un ion hidrógeno H + Bases
    • Teorías Ácido-Base Ácidos de Lewis Br Ö nsted y Lowry Ácido de Arrhenius
    • Ácido + Base Sal + Agua Reacciones de neutralización Arrhenius
    • Ácido + Base Base + Ácido conjugada conjugado Reacciones de neutralización Bronsted-Lowry
    • Realiza la Actividad 4.6 de la Guía del alumno “Reacciones de Neutralización ”
    • Se forma el ácido conjugado Se forma la base conjugada NH + 4 / NH 3 = Ácido / Base conjugada H 2 O / H 3 O + = Base / Ácido conjugado NH + 4 + H 2 O H 3 O + NH 3 Dona un H + Acepta un H + REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY Par conjugado
    • El ácido conjugado es la partícula formada cuando una base acepta un ión hidrógeno (protón H + ) Definiciones La base conjugada es la partícula que permanece cuando un ácido ha donado un ion hidrógeno (protón H + ) Se forma la base conjugada HCl Cl - dona H + Se forma el ácido conjugado NH 3 NH 4 + acepta H +
    • H 2 O H 3 O + Definiciones El ión H 3 O + se llama hidronio y se forma cuando el agua acepta un ión hidrógeno (protón H + ) Se forma el ion hidronio acepta H +
    • Ácidos y bases conjugadas Agua Ión oxalato hidrogenado ión sulfato ión fosfato dihidrogenado ión fluoruro ión oxalato ión acetato ión sulfuro hidrogenado ión fosfato hidrogenado ión sulfito Amoniaco ión cianuro ión carbonato H 2 O HC 2 O 4 - SO 4 2- H 2 PO 4 - F - C 2 O 4 2- C 2 H 3 O 2 - HS - HPO 4 2- SO 3 2- NH 3 CN - CO 3 2- H 3 O H 2 C 2 O 4 HSO 4 - H 3 PO 4 HF HC 2 O 4 - HC 2 H 3 O 2 H 2 S H 2 PO 4 - HSO 3 - NH 4 + HCN HCO 3 Ácidos débiles ( no reaccionan extensamente con agua) Ión bisulfito ión cloruro ión nitrato HSO 4 - Cl - NO 3 - H 2 SO 4 HCl HNO 3 Ácidos fuertes (reaccionan completamente con agua para formar H 3 O + y una base conjugada Nombre del ion Bases conjugada Ácidos  
    • Realiza la Actividad 4.3 de la Guía del alumno “Teoría de Brônsted y Lowry ”
    • Fortaleza de los ácidos ÁCIDOS FUERTES Son los ácidos minerales: HCl, HBr, HI. Los ácidos que tienen una diferencia entre oxígeno e hidrógeno de 2 o más: H 2 SO 4 , HCLO 4 , HNO 3 , ÁCIDOS DÉBILES Son los ácidos minerales: HF, H 2 S, HCN. Los ácidos que tienen una diferencia entre oxígeno e hidrógeno de 1 o menos: H 2 CO 3 , H 3 PO 4 , HNO 2 ,
    • Ácido fuerte se disocia totalmente y la reacción es irreversible, produce una base débil Fortaleza de los ácidos
    • Fortaleza de las bases BASES FUERTES Son las bases de la familia IA y algunas de la familia II excepto la de berilio: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH) 2 BASES DÉBILES Be(OH) 2 , NH 3
    • Realiza la Actividad 4.4 de la Guía del alumno “Ácidos y bases, débiles y fuertes”
    • Son los ácidos que tienen un solo protón en la fórmula. Acidos Monopróticos Ejemplos HCl, HBr, HI, HClO, HMnO 4
    • Son los ácidos que tienen un dos o más protones en la fórmula. Acidos Polipróticos Ejemplos H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4
    • Realiza la Actividad 4.5 de la Guía del alumno “Ácidos Monopróticos y Polipróticos ”
    • Disociación Es la separación de los iones existentes en una sustancia iónica, cuando se encuentran en solución acuosa o en un estado líquido. Ionización Es el proceso mediante el cual una molécula se separa en una parte positiva y en una negativa, por separación asimétrica de los pares de electrones. Disociación y Ionización
    • Disociación del agua
    • Realiza la Actividad 4.7 de la Guía del alumno “ionización del agua, ácidos y bases”
    • (H + ) (OH - ) = 1x 10 -14 Las soluciones que contienen [H + ] = 10 -7 M se denominan neutras , pues poseen la misma cantidad de [OH-] que de [H + ] . Aquellas soluciones que poseen [H + ] > 10 -7 M, se denominan ácidas Las soluciones con [H + ] < 10 -7 M, se denominan básicas . Producto iónico del agua
    • pH = - log(H + ) pOH = - log(OH - ) pH + pOH = 14 Los valores de [H + ] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma más adecuada de compararlas, el pH que no es mas que la forma logarítmica de expresar las concentraciones: Escalas de pH y pOH Fórmulas
    • Escalas de pH y pOH
    • Realiza la Actividad 4.8 de la Guía del alumno “ pH y pOH ”
    • ¿Cómo podemos saber la concentración de una disolución desconocida que nos interesa? Una de las respuesta a este problema descansa en el método de titulación. Titulación ácido - base Titulación
    • Son colorantes que cambian el color a valores de pH específicos Se utilizan para identificar un ácido o una base dentro de un rango de pH Pueden ser de origen natural o sintético Indicadores ácido -base
    • Indicadores ácido -base Azul Amarillo 6.0 – 7.8 Azul de bromotimol tornasol Rosa 4.7 – 8.2 Papel tornasol Amarillo Rojo 3.2 – 4.4 Naranja de metilo Rosa fuerte Incoloro 8.3 – 10 Fenolftaleína Color más básico Color más ácido Intervalo de viraje Indicador
    • Está formado por un par de sustancias que mantienen el pH casi constante cuando se agrega un ácido o una base. Un amortiguador se prepara con un ácido débil y una sal de ese ácido o una base débil y una sal de esa base. Ejemplo : el amortiguador de la sangre: HCO 3 - / H 2 CO 3 que mantiene el pH de la sangre en: 7 -7.3. Los amortiguadores son importantes en muchos procesos de manufactura y son indispensables para la vida Amortiguadores o Buffer
    • Realiza la Actividad 4.9 de la Guía del alumno “soluciones amortiguadoras o buffers ”
    • AUTOEVALUACION
    • MC Minerva Martínez Saldaña MEC Juana Ma. Rodríguez Salas Preparatoria 9 Preparatoria 20 UANL UANL [email_address] jmrodihotmail.com Información libro de texto Producción, Diseño y Creación de material didáctico Fundamentos de Química Ralph A. Burns Créditos