SB1M-QU-T14 - ACIDOS Y BASES ( pH y pOH) - Prof Carolina Almerco

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QUÍMICA
Profesora
Carolina Almerco
QUÍMICA
ÁCIDOS Y BASES 
Teorias acido-base; 𝑃𝐻 - 𝑃𝑂𝐻 y 
producto iónico del agua 
Características de los ácidos y las bases 
C
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ÁCIDOS BASES 
❖ Tienen sabor agrio.
❖ Cambian el papel tornasol azul a rojo.
❖ Corroen algunos metales.
❖ Son sustancias con pH menores a 7.
❖ Neutralizan a las bases.
❖ Son buenos conductores de la corriente eléctrica.
❖ Son solubles en agua. 
❖ Sabor amargo 
❖ Sensación resbalosa. 
❖ Una base convierte en rosa el papel tornasol azul
❖ Son sustancias con pH mayores a 7 
❖ Neutralizan a los ácidos
❖ Son buenos conductores de la corriente eléctrica.
❖ Son solubles en agua. 
Ácidos y bases de Arrhenius 
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❖ Sustancias que producen iones hidrógeno ( 𝑯+ )
cuando se disuelven en agua.
el cloruro de hidrógeno (HCl) se ioniza en agua para
producir iones hidrógeno, 𝐻+, y iones cloruro, 𝐶𝑙−.
Sustancias que se disocian en cationes y iones hidróxido
(𝑶𝑯− )cuando se disuelven en agua.
Ionización de una base de Arrhenius
ÁCIDOS BASES 
Ionización de un acido de Arrhenius
el hidróxido de sodio es una base de Arrhenius que se 
ioniza en agua para producir iones sodio, 𝑁𝑎+, y iones 
hidróxido, 𝑂𝐻−
EJERCICIOS 
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Ácidos y bases de Brönsted-Lowry
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Se amplio la definición de ácidos y bases e incluyeron las bases que no contienen iones 𝑂𝐻−. 
ÁCIDOS BASES 
Un ácido de Brönsted-Lowry puede donar un ión hidrógeno,
𝐻+ a otra sustancia.
Una base de Brönsted-Lowry puede aceptar un ión
hidrógeno 𝐻+.
En la disolución de ácido clorhídrico ocurre una
transferencia de 𝐻+ del cloruro de hidrógeno al agua.
En otra reacción, el amoniaco (𝑁𝐻3) reacciona con agua. 
El agua actúa como ácido al donar 𝐻+ . 
Ejemplo: 
C
A
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Los pares ácido-base conjugados son:
Los pares ácido-base conjugados son:
EJERCICIOS 
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Sustancias anfóteras o anfipróticas
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Las sustancias que pueden actuar como ácidos y bases son anfóteras o anfipróticas. 
❖ Para el agua, la sustancia anfótera más común, el comportamiento ácido o básico depende del otro reactivo.
❖ Otro ejemplo de una sustancia anfótera es el bicarbonato, HCO3
−. 
EJERCICIOS 
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Ionización del agua
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En el agua pura, hay una reacción directa entre dos
moléculas de agua que transfieren 𝐻+ de una molécula de
agua hacia la otra. Una molécula actúa como ácido al
perder 𝐻+ , y la molécula de agua que gana 𝐻+ actúa como
base. Cada vez que se transfiere 𝐻+ entre dos moléculas
de agua, los productos son:
Entonces la expresión de constante de equilibrio:
constante del producto iónico del agua, Kw.
Hay experimentos que han determinado que, en agua 
pura, la concentración de 𝐻3𝑂
+ a 25°C es 10−7M.
Puesto que el agua pura contiene igual número de 
iones 𝑂𝐻−
en la expresión de Kw se colocan [𝐻3𝑂
+] y [𝑂𝐻−], se 
obtiene el valor numérico de Kw, que es 10−14 a 25°C 
La escala de pH
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Las concentraciones de 𝐻3𝑂
+ y 𝑂𝐻− se han expresado como
molaridad, es más conveniente describir la acidez de las
disoluciones por medio de la escala pH. En esta escala, un
número entre 0 y 14 representa la concentración de
𝐻3𝑂
+ para disoluciones comunes. Una disolución neutra tiene
un pH de 7 a 25 °C. Una disolución ácida tiene un pH menor
que 7; una disolución básica tiene un pH mayor que 7.
Practiquemos:
¿Cómo calcular el pH de las disoluciones?
La escala pH es una escala logarítmica que corresponde 
a la [𝐻3𝑂
+ ] de disoluciones acuosas. 
Matemáticamente, pH es el logaritmo negativo (base 10) 
de la [𝐻3𝑂
+]. 
pH = - log [𝐻3𝑂
+]
Una disolución de jugo de limón con [𝑯𝟑𝑶
+] = 1. 𝟏𝟎−𝟐M
Practiquemos:
Rpta: tiene un pH de 2.00. 
Entonces: Esto puede calcularse usando la ecuación de pH
pH = - log [1. 𝟏𝟎−𝟐]
Seguimos practicando: 
C
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Indique los valores de pH para las siguientes disoluciones y su carácter ácido o básico : 
[𝐻3𝑂
+ ] = 10−3
[𝐻3𝑂
+ ] = 10−5
[𝐻3𝑂
+ ] = 10−6
[𝑂𝐻−] = 10−4
[𝐻3𝑂
+ ] = 10−4
[𝐻3𝑂
+ ] = 10−7
pH y pOH
C
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[𝑂𝐻−] = 10−4
- log [𝑂𝐻−] = pOH 
pOH + pH = 14 
En el ejemplo: 
pOH = - log [10−4]
pOH = 4 
pH = 10 
Entonces: 
Seguimos practicando: 
C
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Indique los valores de pH para las siguientes disoluciones y su carácter ácido o básico : 
[𝑂𝐻−] = 10−2
[𝑂𝐻−] = 10−5
[𝑂𝐻−] = 10−6
[𝑂𝐻−] = 10−3
[𝑂𝐻−] = 10−4
[𝑂𝐻−] = 10−7
EJERCICIOS 
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QUÍMICA
MOMENTO DE PRACTICAR
PROBLEMAS Y RESOLUCIÓN
EJERCICIOS 
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EJERCICIOS 
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EJERCICIOS 
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EJERCICIOS 
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EJERCICIOS 
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QUÍMICA
PRACTICA Y APRENDERÁS
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