Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

Acido Base2bachq

1,004 views

Published on

Published in: Education, Technology, Business
  • Be the first to comment

Acido Base2bachq

  1. 1. As reaccións Ácido-Base 2º Bacharelato - Química Francisco Mariño Domínguez
  2. 2. Clasificación fenomenolóxica e- Dan cor vermella o papel indicador a- Teñen sabor agreo ( iogures (ác. láctico), limón e laranxas (ác. cítrico, mazás (ác. málico), viño (ác. tartárico) etc..). b- Reaccionan cos carbonatos, desprendendo CO 2 c- Producen H2 gas, cando reaccionan cos metais. Os ácidos f- As súas propiedades neutralízanse cas bases. d- Non colorean a fenolftaleína. c- Dan coloración rosada a fenolftaleína. e- As súas propiedades neutralízanse cos ácidos. d- Dan cor azul o papel indicador. b- Teñen un tacto xabonoso. reaccionan ca graxa para producir xabón. a- Teñen o sabor do bicarbonato. As bases
  3. 3. Teoría de Arrhenius Logo das propostas fallidas de R.Boyle, A.L. Lavoisier, H. Davy, J.L. Gay-Lussac e M. Farady Entre outros. No ano 1884 S.A. Arrhenius propón a súa teoría: Arrhenius define aos Ácidos como: aquelas substancias neutras, que en disolución acuosa, disólvense dando protóns (H+) e as Bases: como aquelas substancias neutras, que en disolución acuosa, disócianse dando ións hidróxido (OH-). HA -> H+ (aq) + A-(aq) BOH -> B+ (aq) + OH- (aq) H+ (aq) + OH- (aq) -> H2O (l)
  4. 4. Teoría de Arrhenius Logo das propostas fallidas de R.Boyle, A.L. Lavoisier, H. Davy, J.L. Gay-Lussac e M. Farady Entre outros. No ano 1884 S.A. Arrhenius propón a súa teoría: Arrhenius define aos Ácidos como: aquelas substancias neutras , que en disolución acuosa , disólvense dando protóns (H+) e as Bases : como aquelas substancias neutras , que en disolución acuosa , disócianse dando ións hidróxido (OH-). HA -> H+ (aq) + A-(aq) BOH -> B+ (aq) + OH- (aq) H+ (aq) + OH- (aq) -> H2O (l)
  5. 5. Teoría de Arrhenius Esta definición de Arrhenius presenta certas limitacións : e- Os ións H+ non poden existir libres en disolución acuosa, debido súa carga eléctrica e o seu pequeno tamaño. d- Non era quen de explicar o caracter ácido das disolucións de CO 2 , SO 2 , FeCl 3 etc, (pois non conteñen átomos de hidróxeno.) c- Non era quen de explicar o caracter básico do amoníaco ou dalgúns carbonatos e ións metálicos (pois non contén ións hidróxido). b- Só tiña en conta, ás disolucións acuosas, pero existen reaccións de neutralización que non ocorren en medio acuoso, como por exemplo: HCl (g) + NH 3 (g) -> NH 4 Cl (s) a- Descartaba ós ións como ácidos ou bases, pois non eran substancias neutras ( ex. NH 4 +, HCO 3 - ,etc)
  6. 6. Teoría de Brönsted e Lowry Unha substancia compórtase como ácido cando cede protóns (H+) e actúa como base cando os acepta. Como consecuencia das limitacións da teoría de Arrhenius no ano 1923 Brönsted e Lowry propoñen unha nova teoría para definir os ácidos e as bases <ul><li>HCl (aq) + H 2 O (l) -> H 3 O+ (aq) + Cl- (aq) </li></ul><ul><li>NaOH (aq) -> Na+ (aq) + OH- (aq) </li></ul><ul><li>OH- (aq) + H 2 O (l) -> H 2 O (l) + OH- (aq) </li></ul><ul><li>NH 3 (aq) + H 2 O (l) -> NH 4 + (aq) + OH- (aq) </li></ul>Ácidos: Bases:
  7. 7. Teoría de Brönsted e Lowry Unha substancia compórtase como Ácido cando cede protóns (H+) e actúa como Base cando os acepta . Como consecuencia das limitacións da teoría de Arrhenius no ano 1923 Brönsted e Lowry propoñen unha nova teoría para definir os ácidos e as bases Ácidos: Bases: <ul><li>HCl (aq) + H 2 O (l) -> H 3 O+ (aq) + Cl- (aq) </li></ul><ul><li>NaOH (aq) -> Na+ (aq) + OH- (aq) </li></ul><ul><li>OH- (aq) + H 2 O (l) -> H 2 O (l) + OH- (aq) </li></ul><ul><li>NH 3 (aq) + H 2 O (l) -> NH 4 + (aq) + OH- (aq) </li></ul>
  8. 8. Teoría de Brönsted e Lowry <ul><li>Os pares conxugados Ácido - Base </li></ul>Sempre que unha substancia se comporta como ácido (cede H+) hai outra que se comporta como base (captura H+). Cando un ácido perde H+ convértese na súa “ base conxugada ” e c ando unha base captura H+ convértese no seu “ ácido conxugado ”. ÁCIDO (HA) BASE CONXUGADA (A – ) -H + +H + BASE (B) ÁC. CONXUGADO (HB + ) +H + -H +
  9. 9. Teoría de Brönsted e Lowry <ul><li>Os pares conxugados Ácido - Base </li></ul>CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + CH 3 COO  (aq) ácido base base ácido Esta teoría presenta certas ventaxas Xa non se limita a disolucións acuosas Explica o comportamento básico de, p.ex., NH3 Inclúe a substancias iónicas na clasificación ácido - base Os ácidos e as bases que se diferencian nun protón considéranse par ácido – base conxugado Par ácido-base conxugado
  10. 10. Teoría de Brönsted e Lowry
  11. 11. Teoría de Brönsted e Lowry
  12. 12. As substancias anfóteras Cando unha substancia pode actuar como ácido ou como base denomínase substancia anfótera NH 3 (aq) + H 2 O (l)   NH 4 + (aq) + OH  (aq) ClH (aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + Cl  (aq) Substancia anfótera
  13. 13. As substancias anfóteras
  14. 14. As substancias anfóteras
  15. 15. A autoionización da auga A auga, como substancia pura, ten unha pequena conductividade eléctrica, poñendo de manifesto a presencia de ións. Equilibrio de autoionización da auga H 2 O (l) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + OH  (aq) Sendo a constante de equilibro: Como a concentración dos líquidos é constante, teremos , coñécese como producto iónico da auga e o seu é
  16. 16. A autoionización da auga DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH  ] DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ]
  17. 17. O pH No ano 1909, Sörensen propón o concepto de pH E dunha maneira similar o concepto de pOH 14 = pH + pOH E como sabemos:  log 10 -14 =  log [H 3 O + ]  log [OH  ] Aplicando logaritmos e cambiando o signo:
  18. 18. A autoionización da auga DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH  ] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH  ] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH  ] pH > 7
  19. 19. A escala do pH ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zume de limón Cervexa Leite Sangue Auga do mar Amoniaco Auga destilada
  20. 20. A forza dos ácidos Forza dun ácido: maior ou menor tendencia a transferir un protón. A constante de acidez (ionización) será: Maior forza dun ácido: maior será K a (menor pK a ) Caso extremo: ácido forte (p.ex. HCl, HNO 3 , HClO 4 , ...) encóntranse totalmente disociado (K a >> 1, K a   )
  21. 21. A forza das bases Forza dunha base: maior ou menor tendencia para aceptar un protón. A constante de basicidade (ionización) será: Maior forza dunha base: maior será K b (menor pK b ) Caso extremo: base forte (p.ex. NaOH, KOH, ...) encóntranse totalmente disociada (K b >> 1, K b   )
  22. 22. Relación entre as forzas das parellas ácido-base conxugadas É moi importante subliñar que, canto máis forte é un ácido (base), máis débil será a súa base (ácido) conxugada.
  23. 23. <ul><li>Os pares conxugados Ácido - Base </li></ul>Relación entre as forzas das parellas ácido-base conxugadas CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + CH 3 COO  (aq) ácido débil base débil base conxugada forte ácido conxugado forte Os ácidos e as bases que se diferencian nun protón considéranse par ácido – base conxugado Par ácido-base conxugado
  24. 24. A relación entre K a e K b No caso dun par ácido-base conxugado, K a e K b están relacionadas K a = [A - ][H 3 O + ] [HA] HA + H 2 O A - + H 3 O + Para un ácido débil teremos K b = [HA][OH - ] [A - ] A - + H 2 O AH + OH - E para a súa base conxugada K w = K a K b Por tanto conocido el valor de Kb para un base, pódese calcular o valor da Ka do seu ácido conxugado: Multiplicando ámbalas dúas expresións e simplificando [HA][OH - ] [A - ] K a K b = [A - ] [H 3 O + ] [HA] = [H 3 O + ][OH - ] = K w x
  25. 25. As reaccións de neutralización Coñécense como reaccións de neutralización ás reaccións ácido - base Nas reaccións entre un ácido e unha base obteremos sal e auga
  26. 26. As reaccións de hidrólise Ata agora traballamos con disolución acuosas de ácidos e de bases, non tendo ningunha dúbida sobre o seu caracter ácido ou básico. ¿pero que ocorre se o que temos e unha disolución dunha sal? Coñécese como hidrólise a reacción dos ións dunha sal ( catión e anión ) ca auga, podendo modificar nalgúns casos o pH da disolución. Podemos ter as seguintes situacións: (Lembra que tódalas sales poden considerarse que veñen dun ácido e dunha base) 1- Sal dunha base forte e dun ácido forte 2- Sal dun ácido forte e dunha base débil 3- Sal dun ácido débil e dunha base forte 4- Sal dun ácido débil e dunha base débil
  27. 27. As reaccións de hidrólise 1- Sales procedentes de ácido forte e base forte [ ex.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl  (aq) Procede dun ácido forte (HCl). Logo é unha Base débil Procede dunha base forte (NaOH). Logo é un Ácido débil Non sofre hidrólise Non sofre hidrólise Disolución neutra
  28. 28. As reaccións de hidrólise [p.ex.: NH 4 Cl] 2- Sales procedentes de ácido forte e base débil NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl  (aq) Procede dun ácido forte (HCl) Logo é unha base débil Procede dunha base débil (NH 3 ) Non sofre hidrólise Logo é ácido forte Sofre hidrólise NH 4 + (aq) + H 2 O (l)   NH 3 (aq) +  H 3 O + (aq) Disolución ácida
  29. 29. As reaccións de hidrólise 3- Sales procedentes de ácido débil e base forte [p.ex.: CH 3 COONa] CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO  (aq) + Na + (aq) Procede dunha base forte (NaOH) Logo é un ácido débil Procede dun ácido débil (CH 3 COOH) Logo é base forte Sofre hidrólise CH 3 COO  (aq) + H 2 O (l)   CH 3 COOH (aq) +  OH  (aq) Disolución básica Non sofre hidrólise
  30. 30. As reaccións de hidrólise 4- Sales procedentes de ácido débil e base débil [p.ex.: NH 4 CN] [Para o NH 4 CN: disolución básica] NH 4 CN (s) H 2 O NH 4 + (aq) + CN  (aq) Procede dun ácido débil (HCN) É unha base forte Procede dunha base débil (NH 3 ) Sofre hidrólise Sofre hidrólise Se K a > K b  Disolución ácida Se K a < K h  Disolución básica Se K a = K b   Disolución neutra
  31. 31. Solucións amortiguadoras Disolucións amortiguadoras (tamén disolucións reguladoras, tampón ou buffer) : Disolucións que manteñen un pH aproximadamente constante cando se engaden pequenas cantidades de ácido ou de base. Están formadas por: Por ácido débil e a súa base conxugada (ou una base débil e o seu ácido conxugado). (p.ej.: CH 3 COOH/CH 3 COONa) Para moitos procesos, o control do pH resulta fundamental (p.ex. reaccións bioquímicas)
  32. 32. Solucións amortiguadoras Como funciona unha disolución reguladora : Se engadimos unha pequena cantidade dun ácido o Consumirase na reacción co ión acetato e desprazará o equilibrio cara a dereita CH 3 COOH CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +
  33. 33. Solucións amortiguadoras Como funciona unha disolución reguladora : Se engadimos unha pequena cantidade dun ácido o Consumirase na reacción co ión oxonio e desprazará o equilibrio cara a dereita Denomínase capacidade amortiguadora á cantidade de ácido ou base que podemos engadir sen variar substancialmente o pH da disolución tampón CH 3 COOH CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +
  34. 34. As valoracións ácido - base As valoracións ou volumetrías ácido - base son unha técnica analítica empregada para determinar a concentración dunha base (ácido) coñecendo a concentración do ácido (base) Denomínase punto de equivalencia, o punto no que as cantidades de ácido e base están en proporción estequiométrica No punto de equivalencia os equivalentes de ácido e da base serán os mesmos Na · Va = Nb · Vb Recorda: Normalidade = valencia = nº de protóns ou de ións hidróxido N = M · V
  35. 35. As valoracións ácido - base
  36. 36. As valoracións ácido - base
  37. 37. As valoracións ácido - base
  38. 38. Os indicadores Os indicadores son ácidos u bases débiles que presentan unha cor diferente na súa base ou ácido conxugado Son moi útiles nas valoracións ácido – base, pois indícannos cando acadamos o punto de equivalencia HIn (aq) + H 2 O (l) Forma ácida (cor 1) In - (aq) + H 3 O + (aq) Forma básica (cor 2) Sendo a constante de acidez do indicador: K In = [In - ] [H 3 O + ] [HIn]
  39. 39. Os indicadores (O papel indicador) É un dos indicadores ácido – base máis empregado. Trátase dun papel impregnado por varios indicadores Dando lugar a unha cor distinta para cada pH.
  40. 40. Os indicadores
  41. 41. Os indicadores
  42. 42. Os indicadores
  43. 43. Os indicadores
  44. 44. Os indicadores
  45. 45. Os indicadores
  46. 46. O phmetro

×