TRABAJO COLABORATIVOCURSO: Fundamentos de Química INSTRUCTORA: Angélica Rodríguez INTEGRANTES: SUBGRUPO 3 CORPORACIÓN UNIVERSITARIA POLITÉCNICO GRANCOLOMBIANO CAMPUS VIRTUAL BOGOTÁ 2017 organizado donde se evidencien los nombres y la participación de cada integrante.1. Llenarán nuevamente la tabla. 8. las dos tienen conceptos diferentes. Las observaciones serán de alta importancia en la calificación. Las teorías de ácido y bases de Brönsted.9 encima del oscuro.31 Sprite (lima Adquiere color rosa acorde del limón) oscuro. se mostró 2 3 Ácido 3. real Color inicial: blanco Ph resultante transparente. Recuerden que se deben buscar los pH reales de dichas sustancias en la literatura.86 Ph resultante dental Adquiere color lila claro.4 acorde del oscuro. se mostró blanca debajo del dientes real sensibles 2. 7. real 4 Crema 6 Ácido Color inicial: blanco mate.Lowry y la de Lewis fueron publicadas en 1923.4 – se mostró 3 Vinagre 3 Ácido Adquiere color rosa 3. con las sustancias que tienen en común. Consulte la teoría de ácido y bases de Brönsted. real Gaseosa Color inicial: blanco Ph resultante blanca – transparente. . 2. 3. Deben tomar las fotos del experimento de sus compañeros (de la primera fase) y hacer un collage. pero son complementarias.Lowry y compárela con la teoría ácido y bases de Lewis. 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.6 – se mostró 1 12 Base huevo Adquiere color verde 8. da cuando se disuelven en agua. la base es alcalina. La mayoría de los ácidos fuertes Tienen constantes ionizantes son ácidos inorgánicos: ácido grandes. clorhídrico. Define los ácidos como dadores Denomino a los ácidos como de protones. alcalinos y los alcalinotérreos. se realizan transferencias de protones. De manera análoga. Además. Es una teoría electrónica.4. La fuerza de un ácido o base puede ser fuerte o débil. por todos sus iones OH¯. en la teoría de Brönsted-Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón. mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño. fuertes.LOWRY LEWIS Es una teoría protónica. De forma cualitativa y según la teoría de Arrhenius. tanto. Lewis describe la reacción − Ecuación: 𝐴𝐻 + 𝐵 → 𝐴 + 𝐵𝐻 + ácido-base como una formación de un Presenta limitaciones de enlace covalente coordinado. Consulten cuales son las propiedades de un ácido y una base fuerte y en que se diferencian con un ácido y una base débil. 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. sustancias que aceptan un par de La base es un ion que acepta electrones. corrosivas en bajas concentraciones. Se disocian completamente Se disocia completamente. perclórico. nítrico. mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a aceptar un protón. Otra palabra para TEORÍA ÁCIDOS Y BASES BRÖNSTED. de electrolitos fuertes que para fines potasio. aplicabilidad. Un ácido es una solución que tiene un exceso de hidrógeno (H +) iones. transferencia protónica. 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. Son capaces de aceptar protones H+. ya que únicamente se Ecuación: 𝐴+: 𝐵 → 𝐴: 𝐵 puede utilizar en reacciones en las que No presenta ninguna limitación. Una base es una solución que tiene un exceso de hidróxido (OH-) los iones. Plasme la información en un cuadro comparativo. un ácido o una base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado. los ácidos deben tener H. . La base es una sustancia que La reacción ácido-base es una cede un par de electrones. prácticos se ionizan en agua Pueden llegar a ser muy completamente. ceden a la solución una cantidad Son las bases de los metales de iones H+. un protón. Los ácidos fuertes son Ejemplos: hidróxido de sodio. etc. la producción de cloruro de calcio y el clorhídrico fuerte tratamiento de minerales. Lo utilizan para desgrasar y remover el pelo de los Ácido Ácido débil cueros. La ionización limitada está Tienen constantes de ionización relacionada con su constante de pequeñas. en farmacia. como suplemento yodhídrico fuerte (jarabe de ácido yodhídrico) de las dietas deficientes en yodo. en química como reactivo. fórmico Industria del pesticida. amonio. Industria de cuero. La síntesis de compuestos orgánicos e inorgánicos del yodo. así como fertilizantes como el nitrato de amonio. Precisamente el Los ácidos débiles no suelen amoníaco es una base débil porque al causar daños en bajas disolverse en agua da iones amonio. . Ácido Acido desinfectante. la acidificación de pozos de petróleo. y es el principal responsable de su sabor y Ácido débil acético olor agrios. así como también lo utilizan como aditivo para las tinturas. pero también sirve para odontología y para grabar fluorhídrico el metal. el amoníaco. conoce como bases débiles. liberan una parte con el agua. 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. Se usa además en la fabricación de tintura de yodo. también es útil Sulfuro de Ácido débil en experimentación de laboratorios químicos. débiles se ionizan solo en forma Provienen o dan lugar a ácidos limitada en el agua. Bases y ácidos más comunes y aplicaciones en la vida diaria: Ácido / Tipo Aplicaciones base Ácido Se encuentra en el vinagre. quemaduras. Se utiliza para fabricar explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno ácido Acido (TNT). Ejemplos: ácido Al disolverse en agua también fosfórico. equilibrio de ionización. es integral hidrógeno en la producción de sulfuros de metales alcalinos y metálicos. para producir sulfuro puro. Químicamente. pero no se vinagre concentrado puede causar disocia del todo en el agua. Ejemplos: hidróxido de pequeña de sus iones H+. Sus usos en la industria petroquímica son para obtener compuestos ácido Ácido débil orgánicos fluorados. concentraciones.al medio. ácido sulfhídrico. aporta iones OH. es decir. No se disocian completamente No se disocian completamente con el agua. débiles. pero en La mayoría de los ácidos menor medida. 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. la Ácido Acido fabricación de alimentos. Es empleado para preservar el pasto. pero por ejemplo el es muy soluble en agua. como un compuesto reactor. blanqueo. Completen la tabla que sigue calculando las entradas que faltan e indicando si la disolución es ácida o básica. Los usos del ácido perclórico en el hogar incluyen limpiadores de inodoros. y como de litio fuerte almacenamiento de electrolito de baterías. Se usa en la fabricación de cerámicas. También se usa Amoniaco Débil base frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. limpieza de metales y remoción de óxido. También se utiliza como refrigerante. fertilizantes líquidos y jabones y detergentes de de potasio fuerte potasio. fabricación de fertilizantes. removedores de óxido. textiles.4 5.1 10 0. desinfección. ¿Acida o pH pOH [H^+] [OH^-] basica? . plomería. en el tratamiento de hidróxido Base agua de calderas. En la construcción de carreteras. como medio para la transferencia de calor. Se encuentra en concentraciones hasta el 30% y se utiliza en productos hidróxido Débil base de limpieza doméstica. Es usado en la purificación de gases (como absorbente del dióxido de Hidróxido Base carbono). fertilizantes. el hidróxido calcio sirve para mejorar la calidad de los suelos. en la producción de lubricantes de bario.99𝑥10−12 Ácido 8. municiones. La piridina también es útil en piridina Débil base las industrias del caucho y la pintura. como de bario fuerte componente de sustancias para sellar.51𝑥10−6 Base 1 0. perclórico fuerte Los usos industriales incluyen: refinación de metales. particularmente en re- de calcio fuerte respiradores de circuito cerrado de buceo. galvanoplastia. Limpiar cristal.7 0.0041 1. Calcule la concentración de [OH] de cada una de las siguientes disoluciones: PH POH [𝑯+ ] [𝑶𝑯− ] Ácido o Base 2.6 3. tintes y explosivos y como auxiliar de la tinción en la industria textil. grabado. de metal y de desagües. desinfectantes. Elaborar vitaminas. en la perforación de pozos de gas y petróleo y en las industrias alimentaria y de bebidas no alcohólicas como agente aromatizante. Los usos principales son en la producción de carbonato de potasio. En sistemas de soporte de hidróxido Base vida como depurador de dióxido de carbono. fotografía. en la manufactura de papeles y refinación 5. en baterías y ácido Acido como imprimación para uñas postizas.01 Ácido 6. caucho y de amonio fármacos.5𝑥10−9 2. También se utiliza en el tratamiento de agua dulce para elevar el pH del agua. fármacos. porcelana y acero inoxidable.3 11. Tratamiento de aguas residuales. fotografía. Hidróxido Base fosfatos de potasio. veneno para insectos y ratas y sustancias que se añaden a aceites y combustibles. síntesis. 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.1𝑥10−8 Ácido 3. podemos decir que la disociación es justo lo contrario de asociación. ya sean estos iones o radicales.55 3.87 10.5𝑥10−3 6. éste es un proceso de equilibrio. esto quiere decir que disociación y la recombinación ocurren al mismo tiempo con la misma velocidad. formación o recombinación.2 1. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera. en el cual compuestos complejos.1𝑥10−7 6. El estudio de estos equilibrios se llama Equilibrio ácido-base. cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos. DISOCIACION DE ÁCIDOS La disociación de los ácidos en una solución significa la liberación de un protón H+.13 1. 6. 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. generalmente de manera reversible. nos encontramos frente a un proceso generalizado. Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834. La constante de disociación de los ácidos Ka indica qué tan fuerte es un ácido. en el campo de la química.1𝑥10−12 Ácido 10. Consulte a que hace referencia la constante de disociación y en qué casos se utiliza.79 6. además de ser conductoras y resbaladizas. CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA . Por lo cual.21 7. sales u otras moléculas se ven separadas en moléculas de menos tamaño.45 11. disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. DISOCIACIÓN Cuando tratamos el término disociación.1𝑥10−11 Ácido 2. bases y sales eran electrólitos por lo que. la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.3𝑥10−4 6.5𝑥10−11 5.6𝑥10−4 Base 7.8 3. los ácidos fuertes poseen una Ka de mayor valor (por lo tanto menor pKa). y que también suele ser denominada constante de disociación ácida: A mayor valor de pKa. Las especies químicas HA. o constante de acidez. Entre estos solo los humanos simios y cerdos de guinea. que también se conoce con el nombre de vitamina C. La Ka del ácido ascórbico es de 7. Un ácido débil tiene un valor de pKa en un rango aproximado de −2 a 12 en agua.110-x 7. la extensión de la disociación es menor. no pueden sintetizarla en el cuerpo.110 M.69x10 -6 x= 2. En el ejemplo que se muestra en la figura.el ion acetato. en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable. El ácido ascórbico C5H7O4COOOH.La constante Ka. c5h7o4cooh + h2o -> c5h7o4coo. mide de manera cuantitativa la fuerza del ácido AH. Resuelva los siguientes ejercicios. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L). A. A mayor valor de Ka. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como: donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-. el pKa. conocida como constante de disociación. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. La sal puede recuperarse por la evaporación del solvente o por cristalización al reducir la temperatura. y el ion hidrógeno o protón.9x10-5= x2 0.110-x x2= 8. HA representa el ácido acético. representado por [HA]. y A.9𝑥10−5 . que es igual al -log10. pueden ser estimados por medios teóricos o por extrapolación de medidas en medios no acuosos. [A-] y [H+]: Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a. LA DISOCIACIÓN EN SALES Por solvatación en un solvente como agua significa la separación de los aniones y cationes. en el caso de soluciones acuosas. en los que la constante de disociación es menor. de ionización. un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa. a. tales como acetonitrilo y dimetilsulfóxido. conocida como base conjugada del ácido.y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. existe como un ion hidronio solvatado.95x10-3 M . mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido). es una vitamina esencial para todos los mamíferos. Calcule la [H +] y el pH de una disolución de ácido ascórbico 0. H+. que.+ h3o+ 0. Los ácidos con valores de pKa menores que aproximadamente −2 se dice que son ácidos fuertes. Los valores de pKa para los ácidos fuertes. en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez. 44 = −log[𝐻 + ] [𝐻 + ] = −log − 2. Reacción química del ácido con el agua: − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂𝑙 ↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑐) + 𝐻3 𝑂𝑙 INICIAL 0.63𝑥10−3 (3.075-x x X 𝑃ℎ = −log[𝐻 + ] 2.10 M 0 0 EQUILIBRIO 0.44 [𝐻 + ] = 3. Una disolución 0. Calcule la concentración molar de iones OH de una disolución 0.pH= . Utilice el editor de ecuaciones “WIRIS” y haga el procedimiento completo. Calcule Ka.44 [𝐻 + ] = 𝑎𝑛𝑡𝑖log − 2.log 2. El ácido láctico (HC3H5O3) tiene un hidrógeno ácido.10 − 𝑥 𝑘𝑎 = 3.95x10-3 pH= 2.075 M de etilamina (𝑪𝟐 𝑯𝟓 𝑵𝑯𝟐 )(𝑲𝒃 𝟔.63𝑥10−3 )2 𝑘𝑎 = 0.44.10 M de ácido láctico tiene un pH de 2. 𝟒𝒙𝟏𝟎𝟒 ) .53 b.63𝑥10−4 8. 8𝑥10−5 = 0 Reemplazamos con la ecuación cuadrática −𝑏 ± √𝑏 2 − 4𝑎𝑐 𝑥= 2𝑎 −4 −6.32𝑥10 [𝑂𝐻 − ] = 2 [𝑂𝐻 − ] = 6.38𝑥10−2 [𝑂𝐻 − ] = 2 −2 1.075 M 0 0 EQUILIBRIO 0.4𝑥10 ± 1. Recuerde que este aporte también cuenta en la calificación.4𝑥10−4 = 0.92𝑥10−4 [𝑂𝐻 − ] = 2 −4 −6.075 − 𝑥 6.4𝑥10 ± √4. aprendizajes.075-0. anécdotas.4𝑥10−4 𝑥 − 4.0066 M 0.075 − 𝑥) 𝑥2 6.0066] 𝑃𝑂𝐻 = 2.4𝑥10−4 = (0.61𝑥10−3 𝑀 Luego de alcanzar el equilibrio de [𝑂𝐻 − ] tenemos.4𝑥10−4 𝑥 = 𝑥 2 𝑥 2 + 6. 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) 6.18 Ahora reemplazamos en la siguiente formula 𝑝𝐻 + 𝑃𝑂𝐻 = 14 𝑝𝐻 = 14 − 𝑃𝑂𝐻 𝑝𝐻 = 14 − 2.0066 M 0.18 𝑝𝐻 = 11.92𝑥10−4 [𝑂𝐻 − ] = 2 −4 −6.075 − 𝑥) = 𝑥 2 4.0066 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[0.82 9.4𝑥10−4 ⋅ (0. etc. Cada estudiante deberá escribir y compartir su experiencia personal de este experimento.4𝑥10 ± √(6.09𝑥10−7 + 1. .8𝑥10−5 − 6.4𝑥10−4 )2 − 4 ⋅ 1 ⋅ (−4.8 × 10−5 ) [𝑂𝐻 − ] = 2⋅1 −4 −6.4𝑥10 ± √1.