Sem13-AcidosBasesColoides

Semana 13

Semana 13

Acidos Bases y Electrolitos

Acidos Bases y Electrolitos

Ing. Pablo Estrada Ing. Sergio Durini

Lic. Carlos Pac Ing. Giovanni Rozotto

Ing. Pablo Estrada Ing. Sergio Durini

Lic. Carlos Pac Ing. Giovanni Rozotto

ÁCIDOS BASES Y ELECTROLITOS

Ácidos: Del latín acidus, que significa agrio. Se reconocieron primero como sustancias que tienen un sabor amargo.

Los limones son ácidos por contener ácido cítrico C₆H₈O₇

Vinagre es ácido por contener ácido acético CH₃COOH

Un ácido es una sustancia que produce o libera hidrógenos.

En = elemento con no. de oxidación n

ÁCIDOS BASES Y ELECTROLITOS

Bases: se caracterizan por su sabor amargo y sensación resbalosa, también son llamadas álcalis.

Jabones

Pastas dentales

Anti ácidos

Una base es una sustancia que libera iones hidroxilo (OH-).

En = elemento con no. de oxidación n

Teoría de Arrhenius

Por medio de experimentos de electrolisis logro determinar que los ácidos producen iones de hidrogeno y que las bases producen iones de hidróxido.

OH-

OH-

H+

H+

OH-

H+

H+

BASES

ÁCIDOS

Por otra parte, al disolver hidróxido de sodio sólido en agua produce una solución que contiene iones de OH-

Por ejemplo el cloruro de hidrógeno (HCl) se ioniza con el agua

HCl(g) + H2O(l) → H+(ac) + Cl-(ac)

NaOH(S) + H2O(l) → Na+(ac) + OH-(ac)

Teoría de Bronsted-Lowry

A principios del siglo XIX, Bronsted y Lowry expandieron las definición de ácidos y bases de la siguiente manera.

• Un ácido Bronsted-Lowry es un donador de protones (H+).
• Una base Bronsted-Lowry es un aceptador de protones (H+).

Ejemplo de ácido: Formación de ácido Clorhídrico.

Ejemplo de base: Reacción de amoniaco con agua.

Hidróxido

HCl Cloruro de hidrogeno

Agua

Hidronio

Amonio

Agua

Hidroxilo

Amoniaco

H2O Agua

Ion cloruro

H3O+ Hidronio

HCl Cloruro de hidrogeno

H2O Agua

NH4+ Ion amonio

NH3 Amoniaco

OH- Ion hidroxilo

Acido (donador H+)

Solución ácida

Base (aceptor de H+)

Acido (donador H+)

Base (aceptor de H+)

Solución básica

Ionización: Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua se disocia en sus iones respectivos. Ejemplos:

Ejemplos:

Electrolitos: Sustancia que en solución acuosa se disocia en iones y conducen la electricidad

Fuertes

• Se disocian al 100%
• Buen conductor de la electricidad.
• La reacción de ionización ocurre en un solo sentido

Débiles

• Se disocian un pequeño %.
• Conduce poco la electricidad
• Su reacción de ionización es reversible

Ejemplos: H2CO3 ⇄ 2H+ + CO32-NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Ejemplos: NaOH → Na+ + OH-H2SO4 → 2H+ + SO42-

No electrolitos: Sustancias que en estado líquido o solución, no conducen electricidad.

Ejemplos:

• Acetona
• Alcohol etílico
• Hidrocarburos
• Azúcar

Ionización del agua: El agua es una solución anfótera y actúa como ácido y como base, produciendo el ion hidronio el anión hidroxilo El agua en su estado natural es muy mala conductora de electricidad debido a que es muy poco ionizada.

Constante del Producto Iónico del agua: Se encuentra multiplicando la concentración de iones derivados del agua.

Constante para cualquier solución acuosa: neutra, básica o ácida.

Concentración (mol/L)

[H+] < [OH-]

[H+] = [OH-]

[H+] > [OH-]

Solución ácida

Solución neutra

Solución básica

Ejemplo 1: Una muestra de amoniaco (NH3) tiene una concentración de iones de [OH-] de 10x10-5M ¿Cuál es la concentración de [H+]

[H+] = KW → [H+] = 1x10-14 = 1x10-10M

KW = [H+][OH-] →

10x10-5

[OH-]

pH

El pH de una solución es la medida de la concentración de hidrógeno [H+] en una solución. La siguiente imagen ilustra la interpretación de valores en la escala de pH. Cuando el pH es menor (más cercano a 0) la solución presenta mayor acidez.

pH=-Log [H+]

pH

pOH

Se define como la medición de la concentración de hidroxilo [OH]- en una solución. Cuando el pOH es menor (más cercano a 0) la solución presenta mayor alcalinidad.

pOH=-Log [OH-]

Nota

pH+pOH=14

Ejemplos cálculo pH

Cuando conocemos las concentraciones de iones de hidrógeno, solo debemos sustituir en la fórmula.

pH=-Log[H+]

Ejemplo 1: Calcular el pH de una solución que tiene concentraciones de iones [H+]=2.5x10-9M y clasifíquela como acida, neutra o base.

pH=-Log [2.5x10-9] = 8.60

R. El pH es 8.60, es una solución básica

Ejemplos cálculo pH

Cuando conocemos las concentraciones de iones de hidrógeno, solo debemos sustituir en la fórmula.

pH=-Log[H+]

Ejemplo 2: Calcular el pH de una solución que tiene concentraciones de iones [H+] = 3.2x10-3M y clasifíquela como acida, neutra o base.

pH=-Log [3.2x10-3]=2.49

R. El pH es 2.49, es una solución ácida

Ejemplos cálculo de pH a partir de pOH

• Primero calculamos el valor del pOH utilizando la fórmula

pOH=-Log[OH-]

• Luego restamos a 14 el valor del pOH.

pH + pOH =14

pH=14 - pOH

Ejemplo 3: ¿Cuál es el valor del pH de una solución de amoniaco con [OH-]=3.7x10-3M

pOH=-Log [3.7x10-3] = 2.43

pH=14 - 2.43=11.57

R. El pH es 11.57, es una solución básica

Ejemplos cálculo de pH a partir de pOH

• Primero calculamos el valor del pOH utilizando la fórmula

pOH=-Log[OH-]

• Luego restamos a 14 el valor del pOH.

pH + pOH =14

pH=14 - pOH

Ejemplo 4: ¿Cuál es el valor del pH del agua de mar si [OH-]=1x10-6M

pOH=-Log [1x10-6] = 6

pH=14 - 6 = 8

R. El pH es 8, es una solución básica

Ejemplos cálculo de M a partir de pH y pOH

Si conocemos el pOH

• Se calcula primero el pH

pH=14-pOH

• Se utiliza la fórmula 10-pH

Si conocemos el pH

• Se utiliza la fórmula [H+]=10-pH

Ejemplo 5: ¿Cuál es la concentración de iones H+ de una solución que tiene un pH =6.5

[H+]=10-pH → [H+]=10-6.5 = 3.16x10-7M

R. La concentración molar de iones de un compuesto con un pH de 6.5 es [H+]=3.16x10-7M.

Ejemplos cálculo de M a partir de pH y pOH

Si conocemos el pOH

• Se calcula primero el pH

pH=14-pOH

• Se utiliza la fórmula

Si conocemos el pH

• Se utiliza la fórmula 10-pH

Ejemplo 6: ¿Cuál es la concentración de iones H+ de una solución que tiene un pOH =2

pH=14-pOH=14-2=12

[H+]=10-pH → [H+]=10-12 = 1x10-12M

R. La concentración molar de iones [H+] de un compuesto con un pOH=2 es 1x10-12M

Porcentaje de Ionización

Porcentaje de Ionización

Se puede calcular el porciento de ionización de la razón obtenida al comparar la concentración de un ión en solución con la concentración del soluto antes de ionizarse.

Ácidos

[Acido ionizado]

% de ionización =

x 100

[Acido inicial]

Bases

[Base ionizado]

x 100

% de ionización =

[Base inicial]

Se sabe que una disolución de 0.036M de un ácido monopróptico esta ionizada a 2.35 %, ¿Cuál es el pH de la disolución? Calcule el valor de Ka de este ácido.

Datos:

[HA]=Ácido inicial=0.036M

% de ionización= 2.35%

• Partimos del concepto de ionización para encontrar el ácido ionizado [H+] y con ello el pH

[Acido ionizado]

% de ionización =

x 100

[Acido inicial]

% de ionización x [Acido inicial]

[Acido ionizado] = [H+]=

100

[Acido ionizado] = [H+]= 0.0235x0.036 = 0.000846 = 8.46x10-4M

Se sabe que una disolución de 0.036M de un ácido monopróptico esta ionizada a 2.35 %, ¿Cuál es el pH de la disolución? Calcule el valor de Ka de este ácido.

• Con el valor del ácido ionizado [H+]= 8.46x10-4 se calcula el pH

pH=-Log [H+]=-Log[8.46x10-4]=3.07

Se sabe que una disolución de 0.036M de un ácido monopróptico esta ionizada a 2.35 %, ¿Cuál es el pH de la disolución? Calcule el valor de Ka de este ácido.

• Aplicamos la fórmula para encontrar la constante de ionización final

• Para la constante se analizará una tabla con el estado de ionización del ácido

[H+][A-]

(X)(X)

ka=

[A-]

[HA]

[H+]

[HA]

0.036-x

Concentración Inicial (M)

0.036

-X

Cambio (M)

Concentración final (M)

0.036-X

X= valor de ácido ionizado [H+]= 8.46x10-4

El pH del ácido es de 3.07 y la constante Ka es de 2.04x10-5

Ejemplo 7: Para una solución de ácido acético (HC2H3O2) = 0.10M. Calcular el pH y el % de ionización del ácido acético si la constante de ionización (Ka) del ácido es 1.8x10-5.

Ecuación de ionización HC2H3O2 ⇄ H+ + C2H3O2-

Concentración Inicial (M)

Cambio (M)

Concentración final (M)

0.10

-X

0.10-X

• Como nos dan el valor de , partimos de la ecuación:

[C2H3O2-]

[HC2H3O2]

[H+]

[H+][C2H3O2-]

[H+][A-]

ka=

[HC2H3O2]

[HA]

• Se sustituyen los valores para el ácido según la tabla.

(x)(x)

X= ácido ionizado en concentración molar (M)

1.8x10-5=

(0.10-x)

(0.10-x)(1.8x10-5) = x2

0 = x2 +1.8x10-5x -1.8x10-6

• Con la expresión final debemos aplicar la fórmula cuadrática

0 = x2 +1.8x10-5x -1.8x10-6

-b ± √ b2-4ac

x =

2a

-1.8x10-5 ± √ (1.8x10-5)2-4(1)(-1.8x10-6)

-b ± √ b2-4ac

x1,2=

2(1)

2a

x2 = -1.35x10-3M

x1 = 1.33x10-3M

• Calculamos el pH de la solución

pH=-Log [H+] = -Log(1.33x10-3) = 2.88

• Calculamos el porcentaje de ionización

[Acido ionizado]

% de ionización =

x 100

[Acido inicial]

1.33x10-3M

% de ionización =

x 100

0.1M

% de ionización = 1.33%

R. El porcentaje de ionización es de 1.33% y el pH es de 2.88

Ejemplo 8: calcule el pH y el % de ionización de una solución de anilina de 0.08M, Kb=4.5x10-10

Ecuación de ionización C6H5NH2 + H2O ⇄ C6H5NH3+ + OH-

• Como nos dan el valor de , partimos de la ecuación:

OH-

C6H5NH3+

C6H5NH2

[C6H5NH3+][OH-]

[A+][OH-]

0.08

Concentración Inicial (M)

kb=

[C6H5NH2]

[AOH]

-X

Cambio (M)

• Se sustituyen los valores para el ácido según la tabla.

0.08-X

Concentración final (M)

(x)(x)

X= ácido ionizado en concentración molar (M)

4.5x10-10=

(0.08-x)

(0.08-x)(4.5x10-10) = x2

0 = x2 + 4.5x10-10x -3.6x10-11

• Con la expresión final debemos aplicar la fórmula cuadrática

0 = x2 + 4.5x10-10x -3.6x10-11

-b ± √ b2-4ac

x =

2a

-4.5x10-10 ± √ (4.5x10-10)2-4(1)(-3.6x10-11)

-b ± √ b2-4ac

x1,2=

2(1)

2a

x2 = -6.00x10-6M

x1 = 6.00x10-6M

• Calculamos el pH de la solución

pOH=-Log [OH+] = -Log(6x10-6) = 5.22

pH = 14 - pOH = 14 - 5.22 = 8.78

• Calculamos el porcentaje de ionización

[Base ionizada]

% de ionización =

x 100

[Base inicial]

6x10-6 M

% de ionización =

x 100

0.08M

% de ionización = 7.5x10-3%

R. El porcentaje de ionización es de 7.5x10-3% y el pH es de 8.78

Simulador

https://phet.colorado.edu/es/simulation/ph-scale

http://i.imgur.com/cTIMRCv.jpg

t: 20, r: infinite