![donde:
KW: producto iónico del agua
Así, podemos distinguir tres tipos de disoluciones según las
proporciones de los iones procedentes de la ionización del agua:
Neutras: [H3O+] = [OH-] = 10-7
Ácidas: [H3O+] > 10-7 y [H3O+] > [OH-]
Básicas: [H3O+] < 10-7 y [H3O+] < [OH-]
NOTA: [H 3 O + ]=[H + ]](https://image.slidesharecdn.com/clase16cidosybases-120612231935-phpapp02/85/ACIDOS-Y-BASES-10-320.jpg)
![Medida de acidez y alcalinidad
Región ácida Región neutra Región básica
[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]](https://image.slidesharecdn.com/clase16cidosybases-120612231935-phpapp02/85/ACIDOS-Y-BASES-13-320.jpg)
ÁCIDOS Y BASES
- 1. Química 2012 Clase Nº 16 Ácidos y Bases Profesor: Antonio Huamán 1
- 2. ÁCIDOS BASES Poseen un sabor agrio Tienen sabor amargo y son untuosas al Algunos metales activos (IA, IIA, Zn, tacto Modifican el color de las sustancias Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2). denominadas indicadores: el tornasol vuelve de color azul las básicas y en Reaccionan con los carbonatos y medio básico la disolución con bicarbonatos produciendo dióxido de fenolftaleína es roja grosella. carbono (CO2). Conducen la corriente eléctrica cuando Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltas en agua. están disueltas en agua. Neutralizan a los ácidos (antiácidos). Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores. Uno de los indicadores más antiguos es el tornasol (vuelve de color rojo las disoluciones ácidas) y el otro es la fenolftaleína (en medio ácido la disolución con fenolftaleína es incolora)
- 3. Ácido: sustancia que en disolución acuosa produce iones H+1 Ejemplo: HCl(ac) → H+1(ac) + Cl-1(ac) Base: sustancia que en disolución acuosa produce iones OH-1 Ejemplo: NaOH(ac) → Na+1(ac) + OH-1(ac) NOTA: La teoría de Arrhenius no incluía las bases que no contienen OH como el amoniaco
- 4. Ácido:especie química que dona un protón Base: especie química que acepta un protón Ejemplo: Johannes Bronsted HCl + H2O ⇌ Cl-1 + H3O +1 ácido base base ácido conjugada conjugada NH3 + H2O ⇌ NH4+1 + OH-1 base ácido ácido base conjugada conjugada Thomas Lowry Nota: Un anfótero es una especie que puede actuar tanto como un ácido o como una base, es decir puede perder o ganar un protón.
- 5. Ácido de Lewis: Una especie (átomo, ión o molécula) que es un aceptor de pares de electrones Basede Lewis: Una especie que es un dador de electrones Gilbert N. Lewis Ejemplo:
- 6. La fuerza de un ácido y de una base está determinado por la capacidad que tienen de donar o aceptar un protón. Son sustancias químicas que se disocian totalmente al ser disueltas en agua (el porcentaje de ionización es 100%), constituyendo un proceso irreversible, pueden ser buenos conductores eléctricos. Entre los ácidos fuertes tenemos: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3 Ejemplo: 1 HBr(ac) → 1H+1(ac) + 1Br -1(ac) 2M 2M 2M 1 H2SO4(ac) → 2H+1(ac) + SO4-2(ac) 3M 6M 3M
- 7. Son sustancias químicas que se disocian en 100%, debido a que la reacción de disociación transcurre en un solo sentido (→). Entre las bases fuertes tenemos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 y Ba(OH)2 Ejemplo: 1NaOH(ac) → 1Na+1(ac) + 1OH-1(ac) 0,5M 0,5M 0,5M Son ácidos que se disocian parcialmente (ceden con dificultad su protón), en un proceso reversible que presenta un equilibrio iónico. Ejemplo:
- 10. donde: KW: producto iónico del agua Así, podemos distinguir tres tipos de disoluciones según las proporciones de los iones procedentes de la ionización del agua: Neutras: [H3O+] = [OH-] = 10-7 Ácidas: [H3O+] > 10-7 y [H3O+] > [OH-] Básicas: [H3O+] < 10-7 y [H3O+] < [OH-] NOTA: [H 3 O + ]=[H + ]
- 11. Propuesto por Sorensen en 1909. El pH es el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la concentración de iones hidronio) De la aplicación de las propiedades de los logaritmos, y del conocimiento de los valores posibles de la concentración de iones Hidronio, obtendremos que el pH puede variar ente 0 y 14; de modo que los tipos de disoluciones se caracterizarán:
- 12. Si: pH=7; solución neutra. Si pH<7; solución ácida. Si pH>7; solución básica De la misma manera puede definirse el pOH : Se cumple a 25ºC: pH + pOH = 14 (en soluciones acuosas diluidas) Escala de pH:
- 13. Medida de acidez y alcalinidad Región ácida Región neutra Región básica [H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]
- 14. Sustancia Intervalo de pH Jugo gástrico 1,6 – 3,0 Refrescos 2,0 – 4,0 Jugo de limón 2,2 – 2,4 Vinagre 2,4 – 3,4 Cerveza 4,0 – 5,0 Orina (humana) 4,8 – 8,4 Saliva (humana) 6,5 – 7,5 Plasma sanguíneo (humano) 7,3 – 7,5 Leche de magnesia 11 - 12