Ppt Acidos y Bases

March 19, 2018 | Author: eduardohk18 | Category: Ph, Acid, Salt (Chemistry), Hydrolysis, Branches Of Thermodynamics


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PROPIEDADESACIDOS:       Tienen sabor agrio. Reaccionan con metales activos con desplazamiento de hidrogeno (H2). Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos liberando CO2. Enrojecen al indicador tornasol. Decoloran a la fenolftaleína. Son corrosivos para la piel. BASES:      Tiene sabor amargo. Son jabonosas al tacto. Se neutralizan con los ácidos. Azulean al indicador tornasol. A la fenolftaleína lo ponen color rojo grosella. TEORIAS DE ACIDOS Y BASES I. Teoría de Arrhenius.  Acido : Sustancia que en disolución acuosas disocia cationes H+ AH(ac) H+ (ac) + A- (ac) Ejemplo: HCl (ac) H+ (ac) + Cl- (ac)  Base: Sustancia que en disolución acuosas disocia aniones OH-. BOH(ac) B+ (ac) + OH- (ac) Ejemplo: Ca(OH)2 (ac) Ca2+ (ac) + 2OH- (ac)  Limitaciones de la teoría:  Solo es válido para soluciones acuosas.  No explica el comportamiento básico del amoniaco NH3 Teoría de Bronsted y Lowry. Reacción de protolisis: H+ Acido + base base conjugado + ácido conjugado  Acido: Es la sustancia que sede el protón H+ y se transforma en su base conjugada.  Base: Es la sustancia que aceptas al protón H+ y se transforma en su ácido conjugado.II. Ejemplo de disociación de una base: • NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– • En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado) . Ejemplo de disociación de un ácido: • HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada). debe disponer al menos un par de e.libres  Oxido básico. Ejemplo: .  Cationes.libres. debe disponer de la menos un orbital vacío.  Óxidos ácidos.  Moléculas con par de e.y formar el enlace coordinado.III. Teoría de Lewis.  Aniones. ÁCIDOS: Es la sustancia que acepta para compartir el par de e.  Octeto incompleto. BASES: Es la sustancia que cede para compartir el par de e.y formar el enlace coordinado.  Anfótero: Es la sustancia que puede actuar como acido o como base.etc.) EJM: HCl + H2O  H3O+ + ClNH3 + H2O NH4+ + OH- POTENCIAL DE HIDROGENO (PH) Es una forma de expresar las concentraciones de iones de hidrogeno (H+) en soluciones diluidas. pH   log [H3 O  ] [H3O+]= 10–PH M POTENCIAL DE OXHIDRILO (POH) Es una forma de expresar las concentraciones de ion oxhidrilo(OH–) en soluciones diluidas. HCO3 . (H2O. pOH   log [OH ] [OH-]= 10–POH M . HS-1. H2O (ℓ) + H2O (ℓ) H3O+ (ac) + OH.Kc = H3O+ · OH– H2O2 Kw = [H3O+][OH-] producto iónico del agua (25°c . Kw = 10-14 )  NOTA: En el caso de agua pura : H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M pH = pOH = 7 14 = pH + pOH .(ac) Como cualquier equilibrio este proceso vendrá gobernado por una constante: Kc = H3O+ · OH– H2O2.e iones hidronio H3O+ .Autoionización del agua Al disociarse las moléculas de agua dan lugar a iones hidróxido OH. Escala del PH a 25°C • Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7 • Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7 • Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7 . Kb ∞ H+ (ac) + A- (ac) 100 % . ESQUEMA: acido fuerte: 100% AH(ac) base fuerte: BOH(ac) . Ka ∞ B+ (ac) + OH.  Reacciones irreversibles.  Generan soluciones electrolíticas.(ac) .FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES EN SOLUCIÓN ACUOSA Ácidos y bases fuertes:  Disociados prácticamente en sus iones al 100%.  Procesos reversibles. Acido débil: HA(ac) + H2O (ℓ) H3O+ (ac) + A.(ac) .log [Kb] constante de  disociación (K basicidad) .  Sus soluciones son no electrolíticas.(ac) . Ácidos y bases débiles:  Están disociado parcialmente. [ A  ]  [H 3O  ] K C  [H 2 O ]   Ka [HA] Base débil: B (ac) + H2O(ℓ) BH+ (ac) + OH. [BH  ]  [OH  ] K C  [H 2 O ]   Kb [B ] pKa= .log [Ka] constante de  disociación (K acidez) pKb= .  se desprecia frente a 1 con lo que: (Ka = c 2) . (Kb = c 2 ) De donde: Ka  c Kb  c . ) 1   Igualmente para una base: c 2 Kb  1  En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4).Relación entre la constante y el grado de disociación “” En la disociación de un ácido: [ A ]  [H3O  ] c  c c 2 Ka    [HA] c (1 . Relación entre Ka y Kb conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O HA + OH– A– x H3O+ HA x OH– Ka = —————— . Kb = —————— HA A– A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A– Ka x Kb = KW . . 4 1013 [ H 3O  ][OH  ]  K w  1. 0 10 14 .por ejemplo: H3PO4 H 3 PO4  H 2O  4 H 2 PO  H 3O  [ H 2 PO4 ][H 3O  ]  [ H 3 PO4 ] [ HPO42 ][H 3O  ]  [ H 2 PO4 ] 2 4 HPO  H 2O 2H 2O 3 4 PO H 3O   OH   H 3O  K a 3  4.Ácidos poliproticos Los acidos poliproticos son aquellos acidos que tienen mas de un átomo H ionizable por molecula. -las sales de acidos y bases fuertes no se hidrolizan.Hidrolisis Es la reacción del anión o catión de una sal o ambos con el agua pero tiene lugar solamente donde se obtiene un acido o base débil. Son útiles las siguientes generalizaciones: -Este tipo reacción es lo contrario a la neutralización. . -las sales de acidos y bases débiles se hidrolizan sin embargo la disolución será acida o básica dependiendo de los valores del Kb y Ka. HCl.-Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte Por ejemplo: (HClO4.(aq) Na+ :Procede de una base fuerte (NaOH). HNO3) NaCl (s) + H2O Na+ (aq) + Cl.:procede de un acido fuerte (HCl) no se hidroliza Disolución neutra .No se hidroliza Cl.Para este tipo de reacciones tenemos 4 casos: 1. HBr. 2.Se hidroliza el ion NH4+ (aq) + H2O (ℓ) NH3 (aq) + H3O+ (aq) .(aq) NH4+ : Procede de una base débil (NH3)..Sales procedentes de ácido fuerte y base débil Por ejemplo: NH4Cl NH4Cl (s) + H2O NH4+ (aq) + Cl. 3.-Sales procedentes de ácido débil y base fuerte Por ejemplo: CH3COONa CH3COONa(s) + H2O CH3COO-(aq) + Na+(aq) CH3COO-: procede de un acido debil CH3COOH se hidroliza el ion CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq) [CH 3COOH][OH  ] Kw Kh   Kb   [CH 3COO ] Ka . .(aq) En este caso los 2 iones se hidrolizan La acidez o basicidad dependerá: Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra .4.Sales procedentes de ácido débil y base débil Por ejemplo: NH4CN NH4CN (s) + H2O NH4+ (aq) + CN. Disoluciones reguladoras o amortiguadora Son aquellas soluciones cuyo valor de PH cambia solo muy ligeramente con la adición de pequeñas cantidades de un acido o una base. Las disoluciones reguladoras necesitan 2 componentes que uno neutralice la base y el otro el acido pero no se neutralicen entre si. Y esto consiste: .Un acido debil y su base conjugada .Una base debil y su acido conjugado . . . no será muy eficiente. ha de ser próximo a 1. Si es < 0.Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) -Del cociente [base]/[ácido]. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa .Pero el hecho de que puedas mantener el PH de una solución (capacidad amortiguadora) dependerá de estos factores: .1 ó > 10. para que la capacidad sea alta. Ecuación para las disoluciones reguladoras(ecuacion Henderson-Hasselbalch) Para llegar a esta expresión de la constante de ionización. HA y su sal: Y la constante de disociación será: . vamos a considerar una mezcla de un acido debil hipotético. Despejando [H3O] de la constante de disociación: Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de los logaritmos para un producto se llega: E invirtiendo el cociente: . .(aq)  Ind H O  Ka HInd     3 HInd  al añadir un indicador en una disolución estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.Indicadores Son aquellos acidos y bases débiles cuyas formas acido/base conjugadas presentan colores diferentes H Ind (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Ind. entonces el color del indicador es una combinación de colores de Hind e Ind . cualquier cambio en la concentración de iones hidronio en una solución un indicador acido-base. Como regla general se pueden usar las siguientes relaciones de concentración para predecir el color del indicador: [Hind]/[Ind]  10 [HInd]/[Ind]  0. llevara a un cambio en el estado de equilibrio.1 El color del acido el color de la base [Hind] predomina [Ind] predomina si [Hind] = [Ind].Según por Le Chartelier. . FIN .
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