Ácidos, Bases y ElectrolitosSemana 12

Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Del latín Acidus=

agrio

Ejemplos Vinagre,

jugo de limón. Tiene

un sabor a agrio y

pueden producir

sensación de picazón

en la piel.

Llamadas también álcalis, del árabe Al-Qaly, = ceniza.

Tiene un sabor amargo y sensación jabonosa en la piel.

Como los antiácidos, líquidos limpia vidrios y destapa desagües.

Ácidos Bases

Ácidos y Bases

AcidoEs una sustancia que

produce iones de hidrógeno

(H+) cuando se disuelve en

agua.

El ión hidrogeno (H+) es un

protón que en solución

acuosa se hidrata y se

convierte en ión hidronio

(H3O+) .

H+ + H2O → H3O+

Ejemplo : HCl , HNO3

HCl (g) + H2O (l) → H+(ac) + Cl -

(ac)

HNO3 + H2O(l) → H+(ac)+ NO3

-(ac)

BaseCompuestos iónicos que se

disocian en un ion metálico y

en iones hidróxido (OH-)

cuando se disuelve en agua.

Ejemplo : NaOH, KOH,

Ba(OH)2

NaOH + H2O → Na+ + OH-

KOH + H2O → K+ + OH-

Ba(OH)2 + H2O → Ba+2 + 2 OH-

Teoría de Arrhenius

TEORIA DE BRONSTED - LOWRY

ACIDO

Sustancia que dona unprotón , (ion H+) a otrasustancia.

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

ACIDO BASE

BASE

Sustancia que acepta un

protón (H+) de otra

sustancia.

H2O + NH3 → OH – + NH4+

ACIDO BASE

EjemplosCede un H+ y se convierte en

Acepta un H+ y se convierte en

Teoría de Lewis

AcidoSustancia que puede

aceptar un par de

electrones.

Para poder aceptar un par

de electrones debe tener

un orbital vacío de baja

energía o un enlace polar

con el hidrógeno para

poder donar el H+ (el cual

tiene un orbital 1s vacío).

Por tanto, la definición de

Lewis de acidez incluye

además del H+ varios

cationes metálicos como el

Mg+2 .

Base

Sustancia que puedeceder un par deelectrones.

Una base de Lewis esun compuesto con un parde electrones no enlazadoque puede utilizarse paraenlazar un ácido de Lewis.

La mayor parte de loscompuestos orgánicosque contienen oxígenoo nitrógeno puedenactuar como bases deLewis porque tienenpares de electrones noenlazados

Proceso mediante el cual

una sustancia al entrar en

contacto con el agua se

disocia en sus iones

respectivos.

Ejemplo : HCl → H+ + Cl-

KOH → K + + OH-

CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+

NH3 ⇄ NH4+ + OH-

Acido Base Sal

Ionización

Sustancia que en solución acuosa esta disociada en iones y conduce la electricidad.

Electrolitos

Fuerte Débil No electrolito

• Se disocian al 100%

• Buen conductor de la

electricidad

• La reacción de

ionización ocurre en

un solo sentido

(irreversible)

• Se disocian en un

pequeño %

• Conduce poco la

electricidad

• Su reacción de

ionizción es

reversibe

Sustancias que en

estado líquido o

solución, NO

conducen corrientes

eléctricas.

Ejemplo

Alcohol

Gasolina

Azúcar

El agua es mala conductora de electricidad, debido a que es muy poco ionizada.

H2O + H2O ⇄ H3O+ + OH-

Concentración en el agua a 25 °C

Constante de Producto Iónico del agua (Kw)

Kw = [H+] [OH-]

Kw = [1.0 x 10 -7 ] [1x10 - 7]

Kw = 1.0 x10 -14

Ionización del agua

[H+] = 0.000000010 = 1 x 10-7 M

[OH- ] = 0.000000010 = 1 x 10-7 M

¿Cómo influye la adición de un ácido y de una base al agua en las concentraciones

de iones hidrógeno e hidroxilo ?

En soluciones Acidas: [H+] es mayor 1.0x10 -7

En soluciones Alcalinas:[H+] es menor 1.0x10 -7

En soluciones Neutras: [H+] es igual a 1.0x10 -7

Ejemplo :

Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.4 x10 -5

¿Cuál es la [H+] ?

Para calcular la concentración de iones H+ utilizaremos la constante de ionización del agua Kw , conocemos el valor de la constante y la concentración de iones OH- , se despeja [H+]

𝐾𝑤 = 𝐻+ 𝑂𝐻−

1𝑋10−14 = 𝐻+ 1.4𝑋10−5

1𝑋10−14

1.4𝑋10−5= 𝐻+

7.14𝑋10−10 = 𝐻+

Ácidos Fuertes

• Se ionizan totalmente en agua(100%)

• Tiene una ionización irreversible. Ejemplo

Bases Fuertes

▪ Se ionizan totalmente en agua, (100%)

▪ Tiene una ionización irreversible

Ácidos y Bases Fuertes

pHEl pH de una solución es la medida de la concentración de iones hidrógeno en una

solución, [H+]

pOHSe define como la medición de la concentración de iones hidroxilo en una solución, [OH -]

Relación pH y pOH

pH + pOH = 14

Para calcular el pH de una solución que tiene una concentración de iones hidrógeno de

[H+] = 2.5x 10-5 , entonces :

OPRIMIR :

- log 2 . 5 EXP - 5 =

Respuesta : 4.60

Uso de la calculadora (Casio) para calculo de pH

Calcular la [H+] de una solución con un pH = 3.6

Oprimir :

Respuesta: 2.51 x 10-4

SHIFT log - 3 . 6 =

Ejercicios

Calcular el pH de la siguiente soluciones:

1) [H+] = 3.5 x 10 -5

Nos dan la concentración de iones H+ entonces calculamos el pH sabiendo que

pH = -log [H+]

pH= - log [3.5 x 10 – 5]

pH= 4.56

2) Calcular el pH de NaOH 0.020 M

El NaOH es una base fuerte entonces podemos decir que [OH-] = 0.020

Pero como es una base calcularemos pOH

Entonces :

pOH = - log [OH-]

= - log [0.020]

= 1.70

Pero lo que nos pidieron es pH, sabemos que :

pH + pOH = 14

pH= 14-pOH

= 14 – 1.70

= 12.3

3) Calcular el pH de una solución de HCl 0.15 M

El HCl es una acido fuerte entonces podemos decir que la [H+] = 0.15M

Entonces :

pH = - log [H+]

= - log [0.15]

= 0.82

4) Calcule la [H+] en la solución con un pOH = 4.2

a) calculamos el pH

pH= 14 - pOH

= 14 – 4.2

= 9.8

b) Ahora calculamos el antilogaritmo

SHIFT LOG – 9.8 =

[H+] = 1.58x 10- 10

5) Calcular la concentración de [H+] de una solución con un pH= 5.5

Oprimimos en la calculadora :

SHIFT LOG - 5.5 =

[H+] = 3.16X10-6

6) Calcular la concentración de [H+] de una solución con un pOH = 4

Nos dan el pOH debemos encontrar primero el pH entonces

a) Encontramos pH

pH = 14-4

= 10

b) Ahora sacamos el antilogaritmo directamente en la

calculadora

SHIFT LOG – 10 =

[H+] = 1X 10-10

7) ¿Cuál es la concentración de [H+] de una solución que tiene un pH 1.6?

Para encontrar la concentración de iones H+ tenemos que calcular en antilogaritmo, esto lo hacemos directamente en la calculadora:

SHIFT LOG – 1.6 =

El resultado es [H+] = 0.016M

Ácidos Débiles• Se ionizan parcialmente en agua • Tienen una ionización reversible• Poseen una constante de ionización (Ka).

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐶2𝐻3𝑂2

−

𝐻𝐶2𝐻3 𝑂2

Ácidos mono, di y polipróticos

ACIDO EJEMPLO

MONOPROTICO

Ácidos débiles que

donan un H+ cuando se

disocian

DIPROTICOS

Ácidos débiles que

tienen dos H+ los

cuales se disocian uno

a la vez

POLIPROTICOS

Ácidos débiles que

pueden donar 3 o mas

protones

El acido sulfúrico (H2SO

4) es un acido diprótico

pero su primera disociación es completa por lo

tanto es un ACIDO FUERTE

Bases Débiles

• Se ionizan parcialmente en agua

• Tienen una ionización reversible

• Poseen una constante de ionización (Kb).

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

𝐾𝑏 =𝑁𝐻4

+ 𝑂𝐻−

𝑁𝐻4𝑂𝐻

% de Ionización

% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

Bases

Acidos

% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

Ejercicios1. Para una solución de ácido acético

(HC2H3O2) 0.10 M calcular : El % deionización del ácido acético si la constantede ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5 .

HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

a) La informacion que tenemos es: la concentración del acido inicial 0.10 M, la constante Ka = 1.8x10-5 y la ecuación de ionización.

b) Escribimos la expresión de la constante de ionización Ka

𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐶2𝐻3𝑂2

−

𝐻𝐶2𝐻3𝑂2En esta expresión conocemos Ka y [HC2H3O2], lo que no sabemos es la concentración de [H+] y [C2H3O2

-], vamos a asumir que estos dos iones se ionizan en la misma cantidad. Sustituimos valores y nos quedaría:

1.8𝑥10−5 =𝑥 𝑥

0.1

Continuación…

Despejamos x1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥2

1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥

1.34𝑥10−3 = 𝑥

Entonces [H+] = 1.34x10-3

Ahora ya podemos calcular el % de ionización

% 𝑖 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

% 𝑖 =1.34𝑥10−3

0.1× 100

% 𝑖 = 1.34%

Calcule el pH y % de ionización de una solución de anilina 0.05 M, Kb = 4.5x10 -10.

C6H5NH2 ⇄ C6H5NH3+ + OH-

La anilina es una base, para resolver el problema

Escribimos la expresión de la constante Kb

𝐾𝑏 =𝐶6𝐻5𝑁𝐻3

+ 𝑂𝐻−

𝐶6𝐻5𝑁𝐻2

4.5𝑋10−10 =𝑥 𝑥

0.05

1.8𝑥10−5 0.1 = 𝑥

4.74𝑥10−6= 𝑥

4.74x10 -6 =[OH-]

Continuación. . .

Ahora calculamos el pOH

pOH = -log [OH-]

= - log [4.74x10- 6 ]

= 5.32

Luego calculamos el pH

pH + pOH = 14

pH= 14 - pOH

pH= 14 - 5.32

pH = 8.68

Continuación . . .

Para calcular el % de ionización, tenemos la base inicial y la base ionizada entonces:

% 𝑖 =𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎

𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

% 𝑖 =4.74𝑥10−6

0.05× 100

% 𝑖 = 9.8𝑥10−3%

3. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de Acido fluorhídrico (HF) 0.75 M ionizada un 3.2%?

HF ⇄ H+ + F-

El enunciado nos proporciona la concentración del acido

inicial y el % de ionización. Entonces en la formula de

%de ionización sustituimos la información que tenemos

% 𝑖 =𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜

𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙× 100

3.2 % =𝑥

0.75× 100

3.2

100× 0.75 = 𝑥

0.024 = 𝑥0.024 M

Continuación…

Para calcular la Ka, sustituimos en la expresión de la constante:

𝐾𝑎 =𝐻+ 𝐹−

𝐻𝐹

𝐾𝑎 =0.024 0.024

0.75

𝐾𝑎 = 7.60𝑥10−4

Y para calcular el pH

pH=-log [H+]

pH = - log [0.024]

pH= 1.61

NeutralizaciónEs la reacción entre una base y un ácidoformándose una sal y agua.

𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑐 +𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑐 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑎𝑐 + 𝐻2𝑂 𝑙

En las soluciones de ácido y bases, se puedesaber que volumen o que concentración de unabase neutraliza a un ácido o viceversa, usando laformula :

𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏

Na = normalidad del ácido Va= Volumen del ácido

Nb = normalidad de la base Vb= volumen de la base

Ejercicios1. ¿Cuántos ml de una solución 0.25 N de HNO3, se

requieren para neutralizar 12 ml de una solución de NaOH, que es 0.15 N?

Para resolver el problema identificamos la información que tenemos:

Na=0.25 N Nb= 0.15 N

Va= ? Vb= 12 mL

𝑉𝑎 =0.15 𝑁 12𝑚𝐿

0.25𝑁

𝑉𝑎 = 7.2 𝑚𝐿

Titulación Acido-Base

Es la determinación del volumen de unasolución de concentración conocida llamadasolución estándar necesario para que neutraliceun volumen dado de una solución deconcentración desconocida.

La técnica de titulación consiste en colocar en unerlenmeyer una cantidad de sustancia la cual sedesconoce su concentración (normalidad) y se leadiciona algunas gotas de indicador, en una buretase coloca una solución estándar de la cual si se

conoce la concentración (Normalidad)

• Se deja caer gota a gota la solución estándaren el erlenmeyer el cual debe agitarsecontinuamente.

• La titulación termina cuando se igualan losequivalentes de la solución estándar con losequivalentes de la muestra, a este momentose le conoce como PUNTO DEEQUIVALENCIA.

• Al alcanzar el punto de equivalencia oligeramente después hay un cambio de colordel indicador (viraje) , lo cual es conocidocomo PUNTO FINAL.

𝑁𝑎 × 𝑉𝑎 = 𝑁𝑏 × 𝑉𝑏

Titulación de una solución ácida

Titulación de una solución básica

EJERCICIO1. La titulación de una muestra de 13 ml de

HCl, requiere 16 ml de NaOH 0.1 N. ¿Cuál es la normalidad HCl?

Para resolver el problema identificamos cada uno de los datos que nos proporcionaron

Na = ? Nb = 0.1N

Va = 13 mL Vb = 16 mL

𝑁𝑎 =0.1𝑁 16 𝑚𝐿

13 𝑚𝐿

𝑁𝑎 = 0.12 𝑁

3. A un paciente con hipersecreción gástrica; se le colocauna sonda nasogástrica hasta llegar al antro delestómago y se le aspira jugo gástrico. Se titulan 6 mLde este jugo con NaOH.

Si se necesitaron 11mL de NaOH 0.1 N, paraneutralizar el ácido estomacal (HCl). Calcule laNormalidad del HCl en el jugo gástrico de dichopaciente.

Considerando que los valores normales (en ayuno)son entre 0.5-0.8N. Como considera el valor obtenido(alto, bajo, normal)

Para resolver el problema identificamos los datos que nos proporcionamos

Na = ? Nb = 0.1 N

Va = 6 mL Vb = 11 mL

𝑁𝑎 =0.1𝑁 11 𝑚𝐿

6 𝑚𝐿

𝑁𝑎 = 0.18 𝑁

Fin