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Acidos y bases

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Acidos y bases

  1. 1. Complementario de Química Ácidos y Bases
  2. 2. Propiedades de los Ácidos <ul><li>Sabor Agrio </li></ul><ul><li>Producen cambios de color en los pigmentos vegetales; Por ejemplo, cambian el color del papel tornasol de azul a rojo. </li></ul><ul><li>Reaccionan con ciertos metales (Zn, Mg y Fe) para producir Hidrogeno Gaseoso. </li></ul><ul><li>Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos, para producir dioxido de carbono. </li></ul><ul><li>Conducen electricidad. </li></ul>
  3. 3. Propiedades de las Bases <ul><li>Sabor Amargo </li></ul><ul><li>Son resbaladisas al tacto. </li></ul><ul><li>Producen cambios de color en los pigmentos vegetales; Por ejemplo, cambian el color del papel tornasol rojo a azul. </li></ul><ul><li>Conducen electricidad en solución acuosa. </li></ul>
  4. 4. Teoría de Arrhenius <ul><li>1887 el químico sueco S. Arrhenius explicó que la conducción eléctrica a traves de soluciones ácidas y basicas. </li></ul><ul><li>Ácidos = son aquellas sustancias que ceden protones en solución acuosa. </li></ul><ul><li>HA -------- A- + H+ </li></ul><ul><li>EJ: HF(ac) ------ H+ + F- </li></ul><ul><li>Bases = son aquellas sustancias que ceden Hidróxidos en solución acuosa. </li></ul><ul><li>BOH --------- B+ + OH- </li></ul><ul><li>Ej: NaOH ------- Na + + OH- </li></ul>
  5. 5. Teoría de Bronsted - Lowry <ul><li>Teoría que explica todos los acidos y bases (no solo las sustancias que poseen H+ y OH-) </li></ul><ul><li>Ácido: Sustancia que cede protones </li></ul><ul><li>HBr ----- H+ + Br- </li></ul><ul><li>Base: Sustancias que captan o aceptan protones. </li></ul>
  6. 6. <ul><li>Para esta Teoría se establece lo siguiente: </li></ul><ul><li>Ácido ---- Base + ión Hidrógeno(H+) </li></ul><ul><li>Cada Ácido podrá generar una Base y cada Base más ión Hidrogeno establecerá un Ácido. </li></ul><ul><li>Esta Teoría propone el término “Conjugado de”, es decir cada ácido y base tendra su conjugado. </li></ul>
  7. 7. <ul><li>Ejemplo para Ácido : </li></ul><ul><li>HF ----- H+ + F- </li></ul><ul><li>(ácido) (Base conjugada) </li></ul><ul><li>Ejemplo para Base: </li></ul><ul><li>CO 3 2- + H+ ------ HCO 3 - </li></ul><ul><li>(Base) (Ácido Conjugado) </li></ul>
  8. 8. Teoría de Brönsted - Lowry
  9. 9. Reacciones ácido – base <ul><li>Ácido I + Base II ------ base + ácido </li></ul><ul><li>Conjugada I Conjugado II </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>HA + B ------ A- + BH+ </li></ul><ul><li>HCl + H 2 O ------- Cl - + H 3 O + </li></ul><ul><li>(ácido) (Base) (B. Conj) (A. Conj) </li></ul><ul><li>H 2 O + NH 3 ------ OH - + NH 4 + </li></ul>
  10. 10. Producto Iónico del agua <ul><li>H 2 O ------ H+ + OH- </li></ul><ul><li>A este punto se conoce como región neutra. </li></ul>
  11. 11. <ul><li>Resumen: </li></ul><ul><li>Expresado en valores es: </li></ul>
  12. 12. Medidad de Acidez y Basicidad <ul><li>Es posible matemáticamente, pero tambien se pueden medir a traves de instrumentos especializados como paple Ph universal o peachimetro. </li></ul><ul><li>PH = Es una medidad de acidez de las sustancias. </li></ul><ul><li>Existe una escala de Ph propuesta por Sörensen (rango de 0 a 14) </li></ul>
  13. 13. Escala de pH
  14. 14. <ul><li>Formula para calcular el pH: </li></ul><ul><li>Para calcular el pOH: </li></ul><ul><li>La escala de pH distingue tres zonas: </li></ul>
  15. 15. Relación entre pH y pOH <ul><li>Esta relación surge del producto iónico del agua. </li></ul><ul><li>pKw = pH + pOH / si sacamos log a Kw </li></ul><ul><li>14 = pH + pOH </li></ul>
  16. 16. <ul><li>Con esta expresión podemos relacionar el pOH con las 3 zonas: </li></ul><ul><li>Relacionando pH y pOH </li></ul>
  17. 17. Indicadores <ul><li>Son Compuestos orgánicos. </li></ul><ul><li>Cambian de color en presencia de un ácido o una base. </li></ul><ul><li>Son utiles en la Titulación de ácidos y bases. </li></ul><ul><li>Ejemplos:Fenolftaleina, Naranja de metilo, </li></ul><ul><li>Azul de Bromotimol , Papel de Tornazol . </li></ul>
  18. 18. <ul><li>Indicadores </li></ul>Azul Rojo Tornasol Azul Amarillo Azul de Bromotimol Naranja Rojo Naranja de Metilo Fucsia Incoloro Fenolftaleina base ácido Indicador
  19. 19. Neutralización <ul><li>Reacción Qca entre un ácido y una base. </li></ul><ul><li>Ácido + Base ------ Sal + agua </li></ul><ul><li>Posee un pH igual a 7 (Neutro) </li></ul><ul><li>Los ácidos y las bases se disocian en solución acuosa. Ejemplo: </li></ul><ul><li>HCl + NaOH ------ NaCl + H 2 O </li></ul><ul><li>H+ + Cl- + Na+ + OH- ----- Na+ Cl- + H 2 O </li></ul>
  20. 20. Titulación <ul><li>Es una tecnica que sirve para averiguar la concentración que tiene una solución ácida o básica , mediante una neutralización controlada. </li></ul><ul><li>Esta Tecnica consiste en que una solución de [ ] conocida (Solución Estándar), se adiciona gradualmente a otra sol. De [] desconocida hasta que la R(X) se neutralice. </li></ul>
  21. 21. <ul><li>Se coloca en una bureta la sol. Básica(S. Estandar) y se agrega cuidadosamente sobre una sol.ácida de [] desconocida, hasta que alcance el Punto de Equivalencia (Neutralización) </li></ul><ul><li>S. Ácida se le agrega un indicador (Fenolftaleina), el que indica el cambio de color cuando se llega al pto de equivalencia. </li></ul>
  22. 22. <ul><li>Como se sabe: </li></ul><ul><li>Volumen de S. Básica </li></ul><ul><li>[] de S. Básica </li></ul><ul><li>Volumen de S. Ácida </li></ul><ul><li>Se puede calcular [] de ácido </li></ul><ul><li>Ma * Va = Mb * Vb </li></ul><ul><li>Ej:¿ Cual es la [] de HCl?, si tenemos un volumen de 50 ml de acido, Base de 1M, y el punto de equivalencia se obtiene cuando se agregan 50 ml de base. </li></ul>
  23. 23. Fuerzas de Ácidos y Bases <ul><li>Ácidos y Bases Fuertes : Son aquellas sustancias que se disocian completamente en sol. Acuosa. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>HA ------ H+ + A- </li></ul><ul><li>Las bases fuertes corresponden a los Hidroxidos de los metales del grupo I y IIA </li></ul><ul><li>M(OH)n ----- M +n + n OH- </li></ul>
  24. 24. <ul><li>Ácidos y Bases Débiles: No se disocian completante en sol. Acuosa.(Es decir existe una proporción que se disocia y otra no, estableciendo un equilibrio entre fase molecular y fase iónica) </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>- Para un Ac. Débil, el equilibrio esta desplazado hacia los reactantes ya que existe muy pocos iones hidrógeno. </li></ul><ul><li>HA ↔ H+ + A- </li></ul>
  25. 25. <ul><li>Para una Base Débil: El Eq. Esta desplazado hacia los reactantes , ya que exite muy poca concentración de iones hidroxilos. </li></ul><ul><li>M(OH)n ↔ M +n + n OH- </li></ul>
  26. 26. Sistema en Equilibrio de Soluciones Ácidas y Básica. <ul><li>La fuerza de ácidos y bases se explica considerando a las sol. Básica y Ácidas como Sistema en Equilibrio. </li></ul><ul><li>Si se conoce la cte de Equilibrio se puede determinar la fuerza . </li></ul><ul><li>Constante de Ácidos y Bases se llama Cte de Disociación. </li></ul><ul><li>Ka (Sol. Ácida) Kb (Sol.Basica) </li></ul>
  27. 27. Tabla de Ka

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