Acidos y bases presentación poder point para docente

introducción a los ácidos y bases

1. Espoch Carrera de Bioquímica y Farmacia Profesor Dr. Carlos Pilamunga Duración de la clase: 2h

2. OBJETIVOS

3. Introducción

4. En esta ocasión utilizaremos los balances de masa, carga y protones para establecer las ecuaciones que nos permita calcular las concentraciones de las especies presentes en una disolución de un ácido o de una base débil. Existirán actividades individuales y grupales que cumplir cada una de ellas tendrán su correspondiente evaluación. Así como una Evaluación final (individual). Contextualización

5. Vamos a presentarnos Es necesario vuestra participación para conocernos e interactuar con los demás compañeros, nos dirás tu nombre, de dónde eres, tus medios de conectividad o quizá tus dificultades y tus aspiraciones en este curso lectivo. Ingresa al siguiente enlace o código QR https://padlet.com/pilacarlos2009/acerca-de-nosotros-jfmezlhfzx7xhih9

6. Evaluación diagnóstica Vamos evaluar los conocimientos previos, por favor ingresa al siguiente enlace: https://quizizz.com/join?gc=72985917 Código: 7298 5917 Escanea código QR No se considera para la evaluación

7. Contenidos 1. Algunos conceptos previos 2. Balance de: masa, carga y protones 3. Equilibrio ácido monoprótico débil. 4. Equilibrio base monoprótica débil. 5. Actividades: Cálculo de concentraciones. 6. Evaluación Abordaremos los siguientes temas: Evaluación 1: 0.5 puntos Evaluación 2: 0.5 puntos Evaluación 3: 2 puntos Evaluación 4: 2 puntos Evaluación 5: 5 puntos

8. Definiciones ácido y base Teoría de Arrenhius Ácido ⇆ anión + base ⇆ catión + Teoría de Brösnted y Lowry Acido: especie química que cede un protón y genera una base conjugada. HA ⇆ + Ácido base conjugada Base: especie química que acepta un protón y genera un ácido conjugado. B + ⇆ base ácido conjugado   https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/teoria-acidobase-bronstedlowry.htm https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6c/Arrhenius2.jpg

9. Definiciones ácido y base Teoría de Lewis Ácido: cualquier sustancia portadora de un orbital atómico o molecular vacío que pueda aceptar un para electrónico. Base: Cualquier sustancia portadora de un átomo capaz de ceder un par solitario de electrones. https://images.app.goo.gl/BanXJKCMPyBt94Un9

10. Fuerza de los ácidos y bases Ácidos fuertes: presentan disociación completa, y conductividad eléctrica elevada. Ácidos débiles: poco disociados, sus disoluciones presentan conductividades eléctricas bajas. https://chem.libretexts.org/@api/deki/files/403391/clipboard_ed04fe78ee89245a1248ece27f59505f0.png

11. Importancia de la Constante de Acidez (Ka) Fuerza del Ácido La constante de acidez Ka determina la fortaleza de un ácido. Cuanto mayor sea Ka, más fuerte será el ácido. Estabilidad de la Base Conjugada Ka también indica la debilidad de la base conjugada. Cuanto mayor sea Ka, más débil será la base. Predicción del Equilibrio Conocer el valor de Ka permite predecir el desplazamiento del equilibrio ácido-base. Aplicaciones Analíticas Ka se emplea en diversas aplicaciones analíticas para determinar el pH y otras propiedades de las soluciones. ⇆ = ⇆ =  

12. Gary, C. (2009), Química Analítica

13. Responde a esta pregunta Revisando las constantes de disociación, responda: ¿Cuál es ácido más fuerte entre el ácido acético y fluorhídrico? Ingresa al link o código QR https://www.menti.com/aln62y6527ke Valor 0.5 puntos Evaluación 1

14. Relaciones importantes pH = -log pOH = - log pH + pOH =14 Ka . Kb = Kw pM = -log  

15. Relaciones importantes Ejercicio: Calcular la concentración de los iones hidrógeno de una disolución de HCl 5,00x . = + = = 5,00x 5,00x x = 1,28 x M   https://www.google.com/url?sa=t&source=web&rct=j&opi=89978449&url=https://www.significados.com/pensamiento/&ved=2ahUKEwjD6urpoL2GAxXnRTABHWzWCK4Qh-wKegQIGBAC&usg=AOvVaw2AgEJlyHvcRYbPWVnL3in2

16. Evaluación de conceptos Revisa el video y contesta las preguntas salen en el mismo ingresando al siguiente enlace: https://app.questionwell.ai/play https://app.questionwell.ai/play/8Y5ZZB Código de acceso: 8Y5ZZB Valoración 0.5 puntos Evaluación 2

17. Balances B. Masa (BM ): Relaciona las concentraciones de equilibrio de las distintas especies ente sí, en una disolución, con las concentraciones analíticas de los diferentes solutos . B. Carga (BC ): Todas las disoluciones son eléctricamente neutras y la suma de las cargas positivas en una disolución debe ser igual a las cargas negativas, de igual manera son sus concentraciones. B. Protones (BP): Se igualan la suma de las concentraciones de las especies resultantes de las reacciones que liberan y consumen protones.

18. Ejemplo Balances 1 NaOAc , sea Cb (Cs) la concentración inicial, las reacciones de disociación son: NaOAc → + OAc ˉ, es una disociación total OAc ˉ + H 2 O ⇆ HOAc + OH ˉ Libera OH ˉ es una base H 2 O ⇄ + OH ˉ BM : Cs = Cb = [ ] = [ OAc ˉ ] + [ HOAc ] BC : [ ] + [ ] = [ OAc ˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ HOAc ] + [ ] = [OH ˉ ]  

19. Ejemplos Balances 1 BM : Cs = Cb = [ ] = [ OAc ˉ ] + [ HOAc BC : [ ] + [ ] = [ OAc ˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ HOAc ] + [ ] = [OH ˉ ]   En BM la concentración inicial es igual a la sumatoria de las concentraciones de las especies iónicas y las especies moleculares. En BC se suman las concentraciones de las especies positivas por un lado y por otro las concentraciones de las especies negativas. El valor absoluto de la carga de cada ion es su coeficiente. Para BP , se suman las concentraciones de las especies generadas que están en posibilidad de liberar protones conjuntamente con el y se igualan con las concentraciones de las especies generadas que aceptan protones conjuntamente con el , respecto a la sustancia de partida en este caso al OAc ˉ.  

20. Ejemplos Balances 2 NH 4 Cl NH 4 Cl→ + Cl ˉ + H 2 O ⇆ NH 4 OH + H2O ⇄ H˖ + OH ̄̄ˉ BM : Cs = Ca= [Cl ˉ ] = [ ] + [ NH 4 OH ] BC : [ ] + [ ] = [Cl ˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ ] = [OH ˉ ]+ [ NH 4 OH ]  

21. Ejemplos Balances 3 Na 2 CO 3 Na 2 CO 3 → 2 + CO 3 ˉ ˉ CO 3 ˉ ˉ + H 2 O ⇆ H CO 3 ˉ + OH ˉ H CO 3 ˉ+ H 2 O ⇆ H 2 CO 3 + OH ˉ H 2 O ⇄ + OH ˉ BM : Cs = Cb = [HCO 3 ˉ ] + [CO 3 ˉˉ ] + [ H 2 CO 3 ] 2Cs = [ Na ˖] BC : [ ] + [ ] = [HCO 3 ˉ ] + 2 [CO 3 ˉˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ ] + 2[ H 2 CO 3 ] + [HCO 3 ˉ ] = [OH ˉ ]  

22. Ejemplos Balances 3 NaHCO 3 Na HC O 3 → + HCO 3 ˉ HCO 3 ˉ + H 2 O ⇆ H 2 CO 3 + OH ˉ H CO 3 ˉ+ H 2 O ⇆ CO 3 ˉ ˉ + H3O ᶧ H 2 O ⇄ + OH ˉ BM : Cs = [HCO 3 ˉ ] + [CO 3 ˉˉ ] + [ H 2 CO 3 ] Cs = [ ] BC : [ ] + [ ] = [HCO 3 ˉ ] + 2 [CO 3 ˉˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ ] + [ H 2 CO 3 ] = [OH ˉ ]+ [CO 3 ˉˉ ]  

23. Ejemplos Balances 4 H 2 A H 2 A ⇆ HA ˉ + H ᶧ HA ˉ ⇆ A ˉ ˉ + H ᶧ H 2 O ⇄ + OH ˉ BM : Ca = [H 2 A] + [HA ˉ ] + [ A ˉˉ ] BC : [ ] = [HA ˉ ] + 2 [A ˉˉ ] + [OH ˉ ] BP : [ ] = [OH ˉ ]+ [ HA ˉ ] + 2 [A ˉˉ ]  

24. Ejercicios propuestos Grupo 1 Grupo 4 H 3 PO 4 Na 2 S NaH 2 PO 4 NaHS Grupo 2 Na 3 PO 4 Na 2 HPO 4 Grupo 3 Na 2 C 2 O 4 NaHC 2 4 Realizar los balances de cada compuesto asignado a su respectivo Grupo Valoración 2 puntos Nos organizamos en GRUPOS Evaluación 3

25. Break Time

26. Presentación de la actividad Ejercicios propuestos https://flippity.net/rp.php?c=Grupo%201,Grupo%202,Grupo%203,Grupo%204,&t=Random%20Name%20Picker Cada grupo dispondrá de 5 minutos para su presentación Por favor compartir pantalla

27. Disolución que contiene un ácido débil HA (ácido monoprótico débil) HA ⇆ A ˉ + H ᶧ Ka = H 2 O ⇆ OH ˉ + Kw = [ ] [ ] BM : Ca = [HA] + [A ˉ ] [HA] = Ca - [A ˉ ] BC : [ ] = [A ˉ ] + [OH ˉ ] [A ˉ ] = [ ]- [OH ˉ ] BP : [ ] = [OH ˉ ]+ [ A ˉ ] [HA] = Ca –([ ]- [OH ˉ ]) Ka = Ka = Si [ ]< 5% Ka = si < 5% Ca =   DEDUCCIÓN DE ECUACIONES

28. Disolución de acido débil es aproximadamente neutra Ka = muy pequeño y = Kw Ka = =  

29. Ejercicio 1 Calcular la concentración de todas las especies presentes en una disolución de HAc 0.01 M, si el Ka es 1.8x Ca=0.01M Comenzamos aplicando la ecuación más simple, comprobamos el cumplimiento de condiciones.  

30. Ejercicio 1 Resolución: cálculo de 1- usamos = = Comprobar si < 5% Ca < 0.05x0.01 ( ) si cumple = M En caso de no cumplimiento debe usar ecuación Ka =  

31. Ejercicio 1 Resolución: cálculos demás especies = Kw = = [Ac ˉ ] = [ ]- [OH ˉ ]= - [Ac ˉ ]= M [ HAc ] = Ca - [A ˉ ]= 0.01- M [ HAc ]=  

32. Bases monopróticas NaAc  Ac ˉ + Na ᶧ Ac ˉ + H 2 O ⇆ HAc + O H - Kb = H 2 O ⇆ OH ˉ + Kw = [ ] [ ] BM : Cb =Cs = [ HAc ] + [Ac ˉ ] [Ac ˉ ] = Cb - [ HAc ] BC : [ ] + [ Na ᶧ ] = [Ac ˉ ] + [OH ˉ ] [ HAc ] = [OH ˉ ] - [ ] BP : [ ] + [ HAc ] = [OH ˉ ] [Ac ˉ ] = Cb –([OH ˉ ] - [ ]) Kb = Kb = Si [ ]< 5% Kb = si < 5% Cb =   DEDUCCIÓN DE ECUACIONES

33. Ejercicio 2 Calcular la concentración de todas las especies presentes en una disolución de NaAc 0.01 M, si el Ka es 1.8x Cb = 0.01M Comenzamos aplicando la ecuación más simple, comprobamos el cumplimiento de condiciones.  

34. Ejercicio 2 Resolución: cálculo de Ka.Kb = Kw 1- usamos = = = Comprobar si < 5% Cb < 0.05x0.01 ( ) si cumple = M En caso de no cumplimiento debe usar ecuación Kb =  

35. Ejercicio 2 Resolución: cálculos demás especies = Kw = = [ HAc ] = [OH ˉ ] - [ ]= - [ HAc ]= M [Ac ˉ ] = Cb - [ HAc ] = 0.01- M [ HAc ]=  

36. Disoluciones que contiene una pareja conjugada ácido-base Ácido [HA] = Ca –([ ]- [OH ˉ ]) Base [A ˉ ] = Cb –([OH ˉ ] - [H˖]) Ka = Si [OH ˉ ]< 5% [ ] y si [ ] < 5% Ca y Cb Tampón ácido Tampón básico Tampón Neutro  

37. Recapitulación Para ácidos débiles = Ka = Para bases débiles = Kb =   Para tampones  

38. Aplica lo aprendido Calcular las concentraciones de todas las especies iónicas y moleculares de las siguientes disoluciones: Grupo 1 KCN 0.01 M pKa=9.28 Grupo 2 NH3 0.03 M pKa=9.24 Grupo 3 NH4Cl 0.001 M pKa=9.24 Grupo 4 NaAc 0.2 M pKa=4.45 Valoración 2 puntos Resuelve y arma u archivo pdf , súbelo a Drive y comparte el enlace a: [email protected] Evaluación 4

39. Evaluación Final Es hora de evaluar lo aprendido Ingresa al siguiente enlace: https://quizizz.com/join?gc=93066653 Código de acceso: 9306 6653 O Escanea el código QR Para estudiantes de la Espoch https://forms.office.com/r/FxHttxfdFe Valoración 5 puntos Evaluación 5

40. Biblografía Daizo , María Cecilia(2020). Equilibrio acido, base en soluciones acuosas. Recuperado de: https://elibronet. proxy.espoch.edu.ec/es/ ereader / espoch /184199 Gómez del Río, María Isabel(2013). Fundamentos y problemas básicos de equilibrios en química analítica. Recuperado de: https://elibronet. proxy.espoch.edu.ec/es/ lc / espoch / titulos /48347 Freiser , F. (1972). Gli equilibri nella Chimica Analitica , Ed. Piccin . Padova .

41. Comentarios de la clase Comentarios https://voca.ro/1dzWTLvuJL4O Responde la encuesta https://forms.office.com/r/R5Sp9dniGa?origin=lprLink

42. Despedida Gracias por tu paciencia, espero haya sido útil y que te permita conocer algo más del mundo interesante de la Química Analítica. Espéranos la siguiente Unidad. Comentarios https://voca.ro/1dzWTLvuJL4O