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    Acidos y Bases-Primera Parte

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    Néstor Bazán Arribasplata
    Este documento describe las propiedades de ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales para producir hidrógeno y con carbonatos para producir dióxido de carbono. Las bases tienen sabor amargo y sensación resbaladiza. También define ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis y describe la autoionización del agua y el producto iónico del agua.

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    Acidos y Bases-Primera Parte

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    Néstor Bazán Arribasplata
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    Este documento describe las propiedades de ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales para producir hidrógeno y con carbonatos para producir dióxido de carbono. Las bases tienen sabor amargo y sensación resbaladiza. También define ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis y describe la autoionización del agua y el producto iónico del agua.

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    ffff

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    acidos y bases-primera parte

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    Acidos y Bases-Primera Parte

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    Néstor Bazán Arribasplata
    Este documento describe las propiedades de ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales para producir hidrógeno y con carbonatos para producir dióxido de carbono. Las bases tienen sabor amargo y sensación resbaladiza. También define ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis y describe la autoionización del agua y el producto iónico del agua.

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    Ácidos y bases

    primera parte
    Ms. Ing° Miguel Augusto Montreuil Frias
    Ácidos

    Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético.


    Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

    Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno


    Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el
    gas dióxido de carbono.

    Bases
    Tienen un sabor amargo.

    Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases


    Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
    en agua

    Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua


    Un ácido Brønsted es un donador de protón
    Una base Brønsted es un aceptador de protón

    base ácido ácido base


    ácido base
    base ácido
    conjugado conjugada
    Definición de un ácido
    Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
    en agua
    Un ácido Brønsted es un donador de protón

    Un ácido Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de


    electrones
    Una base Lewis es una susutancia que puede donar un par de
    electrones •• ••
    H+ + OH-
    ••
    H O H
    •• ••
    ácido base
    H H
    +
    H+ +
    ••

    N H H N H
    H H
    ácido base
    Ácidos y bases de Lewis

    F H F H
    F B + F B

    ••
    N H N H
    F H F H
    ácido base

    ¡No dona o acepta protones!


    Propiedades ácido-base del agua

    H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

    autoionización del agua

    + -
    H O + H O [H O H ] + H O
    H H H

    ácido
    base
    conjugado
    H2O + H2O H3O+ + OH-
    ácido base
    conjugada
    El producto iónico del agua

    La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las


    concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una
    temperatura particular.
    La disolución es
    At 250C [H+] = [OH-] neutra
    Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] > [OH-] ácida
    [H+] < [OH-] básica
    ¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una
    disolución HCl cuya concentración de ion hidrógeno es 1.3
    M?
    Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

    [H+] = 1.3 M

    K 1 x 10 -14
    w -15 M
    [OH-] = = = 7.7 x 10
    [H+] 1.3
    El pH: una medida de la acidez

    pH = -log [H+]

    La disolución es A 250C
    neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7
    ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7
    básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7

    pH [H+]
    pOH = -log [OH-]

    [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

    -log [H+] – log [OH-] = 14.00

    pH + pOH = 14.00
    El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región
    del noreste de Estados Unidos en un día particular fue
    4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de
    lluvia?
    pH = -log [H+]
    [H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

    La concentración de iones OH- de una muestra de sangre


    es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
    pH + pOH = 14.00
    pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

    pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40


    Electrólito fuerte: 100% disociación
    H2O
    NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)

    Electrólito débil: no se disocia por completo

    CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

    Ácidos fuertes son electrólitos fuertes

    HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)


    HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
    HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
    H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
    Ácidos débiles son electrólitos débiles

    HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)


    HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
    HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac)
    H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

    Bases fuertes son electrólitos fuertes


    H2O
    NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)
    H2O
    KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)
    H2O
    Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
    Bases débiles son electrólitos débiles

    F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)


    NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)

    Pares conjugados ácido-base:


    • La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza
    medible.
    • H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución
    acuosa.
    • El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en
    disolución acuosa.
    Ácido fuerte Ácido débil
    En el En el
    Antes de la Antes de la
    Ionización equilibrio equilibrio
    Ionización
    ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?
    HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
    Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M
    HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
    Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M

    pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7


    ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?

    Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.


    Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M
    Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
    Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M
    pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56
    Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida

    HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)

    HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

    [H+][A-]
    Ka =
    [HA]

    Ka es la constante de ionización ácida

    ácido débil
    Ka
    fuerza
    ¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya
    Ka es 5.7 x 10-4?
    ¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?
    [H +][F-]
    HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka = = 7.1 x 10-4
    [HF]
    HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)
    Inicial (M) 0.50 0.00 0.00
    Cambio (M) -x +x +x
    Equilibrio (M) 0.50 - x x x
    x2
    Ka = = 7.1 x 10-4
    0.50 - x
    Concentración del ácido
    Porcentaje de
    ionizado en el equilibrio
    ionización = Concentración inicial del ácido x 100%

    Para un ácido monoprótico HA


    Porcentaje [H+]
    de ionización = x 100% [HA]0 = concentración inicial
    [HA]0
    Ácido fuerte

    Ácido débil

    Concentración inicial del ácido


    Bases débiles y su constante de ionización básica

    NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

    [NH4+][OH-]
    Kb =
    [NH3]

    Kb es la constante de ionización básica

    fuerza
    Kb
    de base débil

    Resuelva los problemas base débil como


    ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar
    de [H+].
    Determine la concentración de iones acetato que habrá en
    una disolución 0,040 M de ácido acético.
    Ka = 1, 78 x 10−5
    A 25 °C, una disolución de amoníaco 0,010 M está disociada
    en un 4,3 %.Calcular:
    a) la concentración de los iones 𝑂𝐻 − y 𝑁𝐻4+ y amoníaco
    molecular.
    b) la constante de disociación Kb
    c) el pH de la disolución.
    Un alumno preparó una solución 0,18 M de la base metilamina, y con un
    peachímetro (instrumento para medir pH) encontró que el pH a 25 °C es
    de 11,94. Calcular la Kb de la base metilamina a esta temperatura y el
    porcentaje del ácido que esta disociado en esta solución.

    𝑪𝑯𝟑 𝑵𝑯𝟐 (𝒂𝒄) + 𝑯𝟐 𝑶(𝒍) → 𝑪𝑯𝟑 𝑵𝑯+


    𝟑 (𝒂𝒄) + 𝑶𝑯 −
    (𝒂𝒄)
    b) Grado de hidrolisis de la disolución de acetato sodico
    (11.3)
    Relación entre la constante de ionización de los ácidos
    y sus bases conjugadas
    HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Ka

    A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac) Kb

    H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw

    KaKb = Kw

    Ácido débil en su base conjugada

    Kw Kw
    Ka = Kb =
    Kb Ka
    Estructura molecular y fuerza de los ácidos
    H X H+ + X -

    La fuerza La
    del enlace debilidad
    del ácido

    HF << HCl < HBr < HI


    Estructura molecular y fuerza de los ácidos
    d- d+
    Z O H Z O- + H+

    El enlace O-H será más polar y más fácil de romper si:


    • Z es muy electronegativo o
    • Z está en un estado de oxidación alto
    Estructura molecular y fuerza de los ácidos

    1. Oxiácidos que tienen átomos centrales diferentes (Z) que


    son del mismo grupo y que tienen el mismo número de
    oxidación.
    La fuerza de los ácidos aumenta con el aumento de la
    electronegatividad de Z
    •• ••
    ••
    ••

    ••
    ••
    O O
    •• •• •• ••
    ••

    ••
    H O Cl O H O Br O
    •• •• •• •• •• ••

    Cl es más electronegativo que Br

    HClO3 > HBrO3


    Estructura molecular y fuerza de los ácidos

    2. Oxiácidos que tienen el mismo átomo central (Z)


    pero diferente número de grupos unidos a él..
    La fuerza de los ácidos aumenta cuando aumenta el número
    de oxidación de Z.

    Ácido hipocloroso (+1) Ácido cloroso (+3)

    HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

    Ácido clórico (+5) Ácido perclórico (+7)


    Propiedades ácido-base de las sales
    Disoluciones neutras:
    Las sales que contienen un metal alcalino o un ion de
    metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada
    de un ácido fuerte (por ejemplo Cl-, Br-, y NO3-).
    H2O
    NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)

    Disoluciones básicas:
    Las sales derivadas de una base fuerte y un ácido
    débil.
    HO
    NaCH3COOH (s) 2 Na+ (ac) + CH3COO- (ac)

    CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)


    Propiedades ácido-base de las sales
    Disoluciones ácidas:
    Las sales derivadas de un ácido fuerte y una base débil

    H2O
    NH4Cl (s) NH4+ (ac) + Cl- (ac)

    NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac)

    Las sales pequeñas, con cationes metálicos con cargas


    más altas (por ejemplo Al3+, Cr3+ y Be2+) y la base
    conjugada de un ácido fuerte.
    Al(H2O)3+
    6 (ac) Al(OH)(H2O)52+(ac) + H+ (ac)
    Hidrólisis ácida del Al3+
    Propiedades ácido-base de las sales
    disoluciones en que el catión y el anión se hidrolizan:
    • Kb para el anión > Ka para el catión, la disolución será
    básica
    • Kb para el anión < Ka para el catión, la disolución será ácida
    • Kb para el anión  Ka para el catión, la disolución será
    neutra
    Óxidos de los elementos representativos
    en su estado de oxidación más alto

    Óxido básico

    Óxido ácido

    Óxido anfótero

    El ácido oxálico (𝑯𝟐 𝑪𝟐 𝑶𝟒 ) es una sustancia venenosa que se utiliza principalmente como
    agente blanqueador y limpiador (por ejemplo, para eliminar el sarro de los baños).
    Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una
    disolución 0.10 M.

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