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Acidos y reacciones quimicas

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Acidos y reacciones quimicas

  1. 1. Ácidos y Bases
  2. 2. DEFINICIONES <ul><ul><li>Qué son Acidos y Bases? </li></ul></ul>
  3. 3. <ul><li>ACIDOS </li></ul><ul><li>Tienen sabor agrio </li></ul><ul><li>Son corrosivos a la piel </li></ul><ul><li>Enrojecen ciertos colorantes </li></ul><ul><li>Disuelven sustancias </li></ul><ul><li>Atacan a los metales (Mg, Zn, Fe) desprendiendo H 2 </li></ul><ul><li>Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH) </li></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>H + </li></ul></ul></ul></ul></ul><ul><li>BASES- álcalis </li></ul><ul><li>Tienen sabor amargo </li></ul><ul><li>Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel </li></ul><ul><li>Dan color azul a ciertos colorantes vegetales </li></ul><ul><li>Precipitan sustancias disueltas por ácidos </li></ul><ul><li>Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos) </li></ul><ul><li>OH - </li></ul>Teoría clásica de Arrhenius HCl + Mg -> H2 + MgCl HCl + KOH -> H2O + KCl Ácido Base Agua Sal NEUTRALIZACION
  4. 4. hydrochloric acid gastric juices sodium hydroxide vinegar lemon juice tomato juice coffee milk of magnesia pure water rain water blood wine oven cleaner limewater coca cola toothpaste urine Acido Base Neutro
  5. 5. Ácidos fuertes y débiles A. FUERTES Se ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio Ácido fuerte Ácido débil Cede fácilmente un protón Cede con dificultad un protón HCl, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 CH 3 COOH, H 2 CO 3 , HCN, HF A. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + HCl+ H 2 O H 3 O + + Cl -
  6. 6. Algunos acidos comunes Sulfuric Acid H2SO4 Battery acid Phosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar Name Formula Common Name .
  7. 7. Bases fuertes y débiles Base fuerte Base débil Acepta fácilmente un protón Acepta un protón con dificultad NaOH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 NH 3 ,C 6 H 5 NH 2 , CH 3 NH 3 Cl Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: bases FUERTES PARCIALMENTE: bases DÉBILES
  8. 8. Algunas bases comunes Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH) 2 milk of magnesia Calcium hydroxide Ca(OH) 2 pickling lime Ammonia water NH 3 H 2 O household ammonia Name Formula Common Name .
  9. 9. Como reaccionan los acidos y las bases Comportamiento ácido–base de las sales Neutras Ácidas Básicas
  10. 10. Reacciones de los ácidos Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] Ácido + Base Agua + Sal HCl + NaOH H 2 O + NaCl H 3 PO 4 + 3KOH 3H 2 O + K 3 PO 4 H + + OH - H 2 O Disolución neutra
  11. 11. Ácidos y bases de Brønsted-Lowry Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H + HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Donador de Receptor de protones protones Acido Base HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Ácido mas fuerte Base mas fuerte Base más débil Ácido más débil Transferencia protónica Par ácido-base conjugado
  12. 12. <ul><li>La definición de las bases, de acuerdo con el modelo de B – L, incluye a toda especie que acepta un protón. (NH 3 actúa como base) </li></ul>Ácidos y bases de Brønsted-Lowry HCl + NH 3 N H 4 + + Cl - NH 3 + H HO   NH 4 + + OH  Base ( receptor) Acido (donador) NH 3 + H 2 O   NH 4 + + OH  Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte Ácido mas fuerte Base mas fuerte Base más débil Ácido más débil Transferencia protónica Par ácido-base conjugado Par conjugado Par conjugado
  13. 13. Fortaleza de Ácidos y bases de Brønsted-Lowry conjugadas
  14. 14. Ácidos y bases de Lewis Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones
  15. 15. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. 2 pH =  log [H 3 O + ] pOH =  log [OH  ] Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + OH  (aq)  log 10 -14 =  log [H 3 O + ]  log [OH  ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH  ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = 10 -14 [Tomando logaritmos y cambiando el signo]
  16. 16. Agua pura: [H 3 O + ] = [OH  ] ; [H 3 O + ] = 10 -7   pH = 7 [OH  ] = 10 -7   pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH  ] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ] pH > 7 pH 7 ácida básica
  17. 17. pH y escala de pOH
  18. 18. Grafica de pH
  19. 19. pH testing <ul><li>There are several ways to test pH </li></ul><ul><ul><li>Blue litmus paper (red = acid) </li></ul></ul><ul><ul><li>Red litmus paper (blue = basic) </li></ul></ul><ul><ul><li>pH paper (multi-colored) </li></ul></ul>
  20. 20. pH indicator Paper <ul><li>Indicators are dyes that can be added that will change color in the presence of an acid or base. </li></ul><ul><li>Some indicators only work in a specific range of pH </li></ul><ul><li>Once the drops are added, the sample is ruined </li></ul><ul><li>Some dyes are natural, like radish skin or red cabbage   </li></ul>
  21. 21. VALORACIONES ÁCIDO-BASE. 8 ¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido o de una base en una disolución? Método más empleado: valoración ácido-base Una disolución que contiene una concentración conocida de base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de ácido (o de base) de concentración desconocida. Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido) necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido (o base). Cuando se logra la neutralización completa: Punto de equivalencia
  22. 22. ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia? Curva de valoración: Representación del pH en función del volumen añadido. Punto de equivalencia
  23. 23. ¿Cuál es el pH del punto de equivalencia? <ul><li>Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés)  pH = 7 </li></ul><ul><li>Si valoro ácido débil con base fuerte  pH > 7 </li></ul><ul><li>Si valoro base débil con ácido fuerte  pH < 7 </li></ul>¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva? Con el tratamiento exacto (apartado 4). ¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de equivalencia.

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