TRABAJO COLABORATIVOCURSO: Fundamentos de Química INSTRUCTORA: Angélica Rodríguez INTEGRANTES: SUBGRUPO 3 CORPORACIÓN UNIVERSITARIA POLITÉCNICO GRANCOLOMBIANO CAMPUS VIRTUAL BOGOTÁ 2017 Llenarán nuevamente la tabla. por eso se debe comparar los resultados entre compañeros y los resultados reales pH Observaciones (según Ácido comparación coloració No Sustancia o PH con el pH n Color base real real obtenida de 0 -14) Color inicial: amarillo Ph resultante Clara de oscuro transparente. . 3.1. pero son complementarias.4 acorde del oscuro. real Gaseosa Color inicial: blanco Ph resultante blanca – transparente. 2. Consulte la teoría de ácido y bases de Brönsted.Lowry y compárela con la teoría ácido y bases de Lewis. Las observaciones serán de alta importancia en la calificación. 7.9 encima del oscuro.31 Sprite (lima Adquiere color rosa acorde del limón) oscuro. se mostró 2 3 Ácido 3. se mostró blanca debajo del dientes real sensibles 2.4 – se mostró 3 Vinagre 3 Ácido Adquiere color rosa 3.6 – se mostró 1 12 Base huevo Adquiere color verde 8. con las sustancias que tienen en común. real Color inicial: blanco Ph resultante transparente. organizado donde se evidencien los nombres y la participación de cada integrante. real 4 Crema 6 Ácido Color inicial: blanco mate.86 Ph resultante dental Adquiere color lila claro. 8. las dos tienen conceptos diferentes.Lowry y la de Lewis fueron publicadas en 1923. Deben tomar las fotos del experimento de sus compañeros (de la primera fase) y hacer un collage. Recuerden que se deben buscar los pH reales de dichas sustancias en la literatura. Las teorías de ácido y bases de Brönsted. Un ácido es una solución que tiene un exceso de hidrógeno (H +) iones. de electrolitos fuertes que para fines potasio. un protón. Es una teoría electrónica. La mayoría de los ácidos fuertes Tienen constantes ionizantes son ácidos inorgánicos: ácido grandes. ya que únicamente se Ecuación: 𝐴+: 𝐵 → 𝐴: 𝐵 puede utilizar en reacciones en las que No presenta ninguna limitación. Plasme la información en un cuadro comparativo. De ejemplos de los ácidos y bases fuertes más comunes y de los ácidos y las bases débiles más comunes y algunas de sus aplicaciones en la vida diaria y/o la industria.4. De manera análoga. prácticos se ionizan en agua Pueden llegar a ser muy completamente. Además. Se disocian completamente Se disocia completamente. alcalinos y los alcalinotérreos. tanto. Define los ácidos como dadores Denomino a los ácidos como de protones. Los ácidos fuertes son Ejemplos: hidróxido de sodio. Consulten cuales son las propiedades de un ácido y una base fuerte y en que se diferencian con un ácido y una base débil. etc. mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a aceptar un protón. . corrosivas en bajas concentraciones. fuertes. por todos sus iones OH¯. transferencia protónica. un ácido o una base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado. clorhídrico. la base es alcalina. Una base es una solución que tiene un exceso de hidróxido (OH-) los iones. De forma cualitativa y según la teoría de Arrhenius.LOWRY LEWIS Es una teoría protónica. sustancias que aceptan un par de La base es un ion que acepta electrones. ceden a la solución una cantidad Son las bases de los metales de iones H+. La fuerza de un ácido o base puede ser fuerte o débil. Ácidos fuertes Bases fuertes: Un ácido que tiene un pH muy Una base que tiene un pH muy bajo (0-4) se conocen como ácidos alto (10-14) se conocen como bases fuertes. da cuando se disuelven en agua. Otra palabra para TEORÍA ÁCIDOS Y BASES BRÖNSTED. Son capaces de aceptar protones H+. perclórico. nítrico. aplicabilidad. los ácidos deben tener H. en la teoría de Brönsted-Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón. se realizan transferencias de protones. La base es una sustancia que La reacción ácido-base es una cede un par de electrones. Lewis describe la reacción − Ecuación: 𝐴𝐻 + 𝐵 → 𝐴 + 𝐵𝐻 + ácido-base como una formación de un Presenta limitaciones de enlace covalente coordinado. mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño. ácido sulfhídrico. para producir sulfuro puro. en química como reactivo. pero por ejemplo el es muy soluble en agua. La ionización limitada está Tienen constantes de ionización relacionada con su constante de pequeñas. liberan una parte con el agua. así como fertilizantes como el nitrato de amonio. Es empleado para preservar el pasto. equilibrio de ionización. conoce como bases débiles. pero no se vinagre concentrado puede causar disocia del todo en el agua. quemaduras. aporta iones OH. débiles. es integral hidrógeno en la producción de sulfuros de metales alcalinos y metálicos. Lo utilizan para desgrasar y remover el pelo de los Ácido Ácido débil cueros. así como también lo utilizan como aditivo para las tinturas. Ácidos débiles Bases débiles Un ácido que se ioniza Una base de que sólo se ioniza parcialmente en solución acuosa se parcialmente en solución acuosa se conoce como ácido débil. amonio. Se usa además en la fabricación de tintura de yodo. el amoníaco. también es útil Sulfuro de Ácido débil en experimentación de laboratorios químicos. Precisamente el Los ácidos débiles no suelen amoníaco es una base débil porque al causar daños en bajas disolverse en agua da iones amonio. Se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno ácido Acido (TNT). débiles se ionizan solo en forma Provienen o dan lugar a ácidos limitada en el agua. es decir. Sus usos en la industria petroquímica son para obtener compuestos ácido Ácido débil orgánicos fluorados. Ejemplos: hidróxido de pequeña de sus iones H+. pero en La mayoría de los ácidos menor medida. la producción de cloruro de calcio y el clorhídrico fuerte tratamiento de minerales. la acidificación de pozos de petróleo. y es el principal responsable de su sabor y Ácido débil acético olor agrios. concentraciones. Químicamente. como nítrico fuerte componente para la fabricación de placas de circuitos impresos o como agente oxidante del oro y platino En el decapado del acero.al medio. como un compuesto reactor. Bases y ácidos más comunes y aplicaciones en la vida diaria: Ácido / Tipo Aplicaciones base Ácido Se encuentra en el vinagre. la Ácido Acido fabricación de alimentos. Ejemplos: ácido Al disolverse en agua también fosfórico. pero también sirve para odontología y para grabar fluorhídrico el metal. Ácido Acido desinfectante. como suplemento yodhídrico fuerte (jarabe de ácido yodhídrico) de las dietas deficientes en yodo. No se disocian completamente No se disocian completamente con el agua. Industria de cuero. . La síntesis de compuestos orgánicos e inorgánicos del yodo. en farmacia. fórmico Industria del pesticida. galvanoplastia. de metal y de desagües. Se usa en la fabricación de cerámicas. veneno para insectos y ratas y sustancias que se añaden a aceites y combustibles. fertilizantes. limpieza de metales y remoción de óxido. Completen la tabla que sigue calculando las entradas que faltan e indicando si la disolución es ácida o básica. fármacos. fotografía. caucho y de amonio fármacos. También se utiliza en el tratamiento de agua dulce para elevar el pH del agua. particularmente en re- de calcio fuerte respiradores de circuito cerrado de buceo. Es usado en la purificación de gases (como absorbente del dióxido de Hidróxido Base carbono). blanqueo.7 0. como de bario fuerte componente de sustancias para sellar. y como de litio fuerte almacenamiento de electrolito de baterías. Hidróxido Base fosfatos de potasio. En sistemas de soporte de hidróxido Base vida como depurador de dióxido de carbono. perclórico fuerte Los usos industriales incluyen: refinación de metales.1 10 0.99𝑥10−12 Ácido 8. Elaborar vitaminas. Los usos del ácido perclórico en el hogar incluyen limpiadores de inodoros. Limpiar cristal. fotografía. Calcule la concentración de [OH] de cada una de las siguientes disoluciones: PH POH [𝑯+ ] [𝑶𝑯− ] Ácido o Base 2. en baterías y ácido Acido como imprimación para uñas postizas. En la construcción de carreteras. tintes y explosivos y como auxiliar de la tinción en la industria textil. Tratamiento de aguas residuales. plomería. como medio para la transferencia de calor. en la producción de lubricantes de bario.51𝑥10−6 Base 1 0. el hidróxido calcio sirve para mejorar la calidad de los suelos. fabricación de fertilizantes.4 5. desinfección. en la manufactura de papeles y refinación 5. También se usa Amoniaco Débil base frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. porcelana y acero inoxidable. Se encuentra en concentraciones hasta el 30% y se utiliza en productos hidróxido Débil base de limpieza doméstica. textiles.01 Ácido 6. Los usos principales son en la producción de carbonato de potasio.0041 1.3 11. en la perforación de pozos de gas y petróleo y en las industrias alimentaria y de bebidas no alcohólicas como agente aromatizante. También se utiliza como refrigerante. fertilizantes líquidos y jabones y detergentes de de potasio fuerte potasio. municiones.6 3. ¿Acida o pH pOH [H^+] [OH^-] basica? . desinfectantes.5𝑥10−9 2. removedores de óxido. La piridina también es útil en piridina Débil base las industrias del caucho y la pintura. en el tratamiento de hidróxido Base agua de calderas. grabado. bases y sales eran electrólitos por lo que.1𝑥10−11 Ácido 2. generalmente de manera reversible.8 3. síntesis. en el cual compuestos complejos. DISOCIACIÓN Cuando tratamos el término disociación.21 7. Por lo cual. En conclusión “Una disociación es la separación de los iones de una sustancia con enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa” NaCl + H2O —> Na + Cl DISOCIACION DE BASES Sus disoluciones acuosas tienen sabor cáustico y tacto jabonoso. podemos decir que la disociación es justo lo contrario de asociación. nos encontramos frente a un proceso generalizado.6𝑥10−4 Base 7. disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica.1𝑥10−8 Ácido 3. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA . Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera. en el campo de la química. cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos. esto quiere decir que disociación y la recombinación ocurren al mismo tiempo con la misma velocidad.1𝑥10−12 Ácido 10.5𝑥10−11 5. además de ser conductoras y resbaladizas.13 1. 6.5𝑥10−3 6. El estudio de estos equilibrios se llama Equilibrio ácido-base.45 11.79 6. La constante de disociación de los ácidos Ka indica qué tan fuerte es un ácido. DISOCIACION DE ÁCIDOS La disociación de los ácidos en una solución significa la liberación de un protón H+. los ácidos fuertes poseen una Ka de mayor valor (por lo tanto menor pKa). ya sean estos iones o radicales. la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.2 1.3𝑥10−4 6. formación o recombinación. sales u otras moléculas se ven separadas en moléculas de menos tamaño.1𝑥10−7 6.87 10.55 3. éste es un proceso de equilibrio. Consulte a que hace referencia la constante de disociación y en qué casos se utiliza. El tornasol vira al azul y enrojecen la Fenolftaleína Se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos neutralizándose y dando lugar a la formación de sales. 110-x x2= 8. En el ejemplo que se muestra en la figura. que también se conoce con el nombre de vitamina C. [A-] y [H+]: Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a. HA representa el ácido acético.y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. pueden ser estimados por medios teóricos o por extrapolación de medidas en medios no acuosos. conocida como constante de disociación. Las especies químicas HA. la extensión de la disociación es menor. A. o constante de acidez. Los valores de pKa para los ácidos fuertes. mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido).110 M. Los ácidos con valores de pKa menores que aproximadamente −2 se dice que son ácidos fuertes. en los que la constante de disociación es menor. en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez. en el caso de soluciones acuosas.9x10-5= x2 0. conocida como base conjugada del ácido.9𝑥10−5 . LA DISOCIACIÓN EN SALES Por solvatación en un solvente como agua significa la separación de los aniones y cationes.La constante Ka.el ion acetato. y que también suele ser denominada constante de disociación ácida: A mayor valor de pKa. el pKa. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L). que. Un ácido débil tiene un valor de pKa en un rango aproximado de −2 a 12 en agua. La sal puede recuperarse por la evaporación del solvente o por cristalización al reducir la temperatura.95x10-3 M . A mayor valor de Ka. y A. La Ka del ácido ascórbico es de 7. es una vitamina esencial para todos los mamíferos. Calcule la [H +] y el pH de una disolución de ácido ascórbico 0. que es igual al -log10. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como: donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-. c5h7o4cooh + h2o -> c5h7o4coo. y el ion hidrógeno o protón. representado por [HA]. un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa. tales como acetonitrilo y dimetilsulfóxido.110-x 7.69x10 -6 x= 2. Entre estos solo los humanos simios y cerdos de guinea. El ácido ascórbico C5H7O4COOOH. mide de manera cuantitativa la fuerza del ácido AH. de ionización. Resuelva los siguientes ejercicios. no pueden sintetizarla en el cuerpo. H+. existe como un ion hidronio solvatado. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable.+ h3o+ 0. a. El ácido láctico (HC3H5O3) tiene un hidrógeno ácido. Reacción química del ácido con el agua: − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂𝑙 ↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑐) + 𝐻3 𝑂𝑙 INICIAL 0.63𝑥10−4 8.63𝑥10−3 (3.10 M de ácido láctico tiene un pH de 2.44 [𝐻 + ] = 3.44.10 M 0 0 EQUILIBRIO 0.pH= . Calcule Ka. Calcule la concentración molar de iones OH de una disolución 0.44 = −log[𝐻 + ] [𝐻 + ] = −log − 2. Una disolución 0.95x10-3 pH= 2.075-x x X 𝑃ℎ = −log[𝐻 + ] 2.44 [𝐻 + ] = 𝑎𝑛𝑡𝑖log − 2.075 M de etilamina (𝑪𝟐 𝑯𝟓 𝑵𝑯𝟐 )(𝑲𝒃 𝟔.10 − 𝑥 𝑘𝑎 = 3.log 2. 𝟒𝒙𝟏𝟎𝟒 ) .53 b. Utilice el editor de ecuaciones “WIRIS” y haga el procedimiento completo.63𝑥10−3 )2 𝑘𝑎 = 0. 92𝑥10−4 [𝑂𝐻 − ] = 2 −4 −6.075 − 𝑥) = 𝑥 2 4.82 9. Recuerde que este aporte también cuenta en la calificación.09𝑥10−7 + 1.4𝑥10−4 𝑥 − 4.075 M 0 0 EQUILIBRIO 0.18 Ahora reemplazamos en la siguiente formula 𝑝𝐻 + 𝑃𝑂𝐻 = 14 𝑝𝐻 = 14 − 𝑃𝑂𝐻 𝑝𝐻 = 14 − 2.4𝑥10−4 𝑥 = 𝑥 2 𝑥 2 + 6.0066] 𝑃𝑂𝐻 = 2.61𝑥10−3 𝑀 Luego de alcanzar el equilibrio de [𝑂𝐻 − ] tenemos.92𝑥10−4 [𝑂𝐻 − ] = 2 −4 −6. aprendizajes.0066 M Como nos piden el pH de la solución y ya tenemos la [𝑂𝐻 − ] procedemos a calcular el pOH y con el dato resultante hallaremos el pH 𝑃𝑂𝐻 = −log[𝑂𝐻 − ] 𝑃𝑂𝐻 = −log[0.4𝑥10 ± √4.8𝑥10−5 − 6.4𝑥10 ± √1. etc.38𝑥10−2 [𝑂𝐻 − ] = 2 −2 1.4𝑥10 ± √(6.4𝑥10−4 ⋅ (0. 𝐶2 𝐻5 𝑁𝐻2 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐶2 𝐻5 𝑁𝐻3− + 𝑂𝐻 − INICIAL 0. [𝐶2 𝐻3 𝑁𝐻3+ ] ⋅ [𝑂𝐻 − ] 𝑘𝑏 = [𝐶2 𝐻5 𝑁𝐻2 ] Reemplazamos 𝑘𝑏 por los valores dados (𝑥) ⋅ (𝑥) 6.0066 M 0.4𝑥10−4 = (0. Cada estudiante deberá escribir y compartir su experiencia personal de este experimento.8 × 10−5 ) [𝑂𝐻 − ] = 2⋅1 −4 −6.075 − 𝑥) 𝑥2 6.8𝑥10−5 = 0 Reemplazamos con la ecuación cuadrática −𝑏 ± √𝑏 2 − 4𝑎𝑐 𝑥= 2𝑎 −4 −6.075-0.32𝑥10 [𝑂𝐻 − ] = 2 [𝑂𝐻 − ] = 6. .18 𝑝𝐻 = 11.4𝑥10−4 )2 − 4 ⋅ 1 ⋅ (−4.0066 M 0. anécdotas.4𝑥10−4 = 0.075 − 𝑥 6.4𝑥10 ± 1.