ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN

• Desde la antigüedad se conocen numerosas sustancias de gran interés y que hoy denominamos ácidos y bases. Su presencia en nuestra vida diaria es continua y en muchas facetas , de vital importancia.

• Las primeras definiciones de ácidos y bases estaban basadas en propiedades sensoriales (organolépticas).

Ideas Generales sobre Ácidos

• Tienen sabor agrio.

• Cambian a rojo, el color del papel de tornasol azul.

• Reaccionan con los metales activos:

2HCl(ac) + Mg(s) MgCl2(ac) + H2(g)

• Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, para producir dióxido de carbono gaseoso:

HCl(ac) + NaHCO3(s) NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)

• Neutralizan a las bases

Ideas Generales sobre Bases

• Tienen sabor amargo.

• Son untuosas al tacto.

• Cambian a azul, el color del papel de tornasol rojo.

• Neutralizan a los ácidos

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Definiciones de Ácidos y Bases

• Definición de Arrhenius (1884)– Ácido: Es la sustancia que en solución acuosa, se

disocia en sus iones, liberando iones H+.

HCl(ac) H+(ac) + Cl-

(ac)

CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO-

(ac)

– Base: Es la sustancia que al disolverse en agua, se disocia en sus iones, liberando iones (OH)-.

NaOH(ac) Na+(ac) +OH-

(ac)

Limitaciones de la Definición de Arrhenius

• A pesar de sus innegables aciertos y del considerable avance que suponía esta teoría presentaba ciertos inconvenientes.

Ventajas• Define que es una base• Justifica el proceso de neutralización• Introduce el concepto de grado de disociación• Presenta las primeras nociones cuantitativas sobre el

comportamiento acido-base de una disolución, ya que si:[H+] > [OH-], la disolución seria acida.

[H+] < [OH-], la disolución seria básica.

Limitaciones de la Definición de Arrhenius

Desventajas• Define ácidos y bases sólo en solución acuosa.• No existe en solución acuosa el ión H+ aislado

debido a su pequeñísimo tamaño, la representación más frecuente es H3O+ ,ya que el ion H+ se rodea de moléculas de agua.

• Esta definición sólo es válida para especies químicas que poseen en su estructura grupos OH- disociados y H+ disociados. Pero como justificar el carácter básico de un numeroso grupo de sustancias como por ejemplo el NH3..

Definiciones de Ácidos y Bases

Definición de Brönsted-Lowry (1923) En forma simultanea, pero siguiendo líneas de trabajo diferentes, dos científicos propusieron una definición mas amplia de ácidos y bases. Según esta teoría:Ácido: Es toda especie química capaz de donar un protón o protones (H+) a otra sustancia.Base: Es toda especie química capaz de aceptar un protón o protones (H+)a otra sustancia.

Con esta definición, una reacción ácido- base se puede entender como una reacción de transferencia de protones entre ambas sustancias.

Cuando un ácido pierde su protón se convierte potencialmente en una base (a la que se denomina base conjugada) y viceversa una base que acepta protones se transforma en un ácido potencial (ácido conjugado).

Toda base tiene su ácido conjugado y todo ácido tiene su base conjugada

PAR CONJUGADO PAR CONJUGADO ACIDO1 + BASE2 ACIDO CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

–

HSO4– + H2O H30

+ + SO42–

H3O+ + OH– H2O + H2O

NH4+ + Cl– HCl + NH3

NH3 + NH3 NH4+ + NH2

–

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO–

H2O + NaO Na+.H2O + OH–

HCl + H2O H3O+ + Cl–

Sustancias Anfóteras o Anfipróticas

ACIDO1 + BASE2 AC. CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1 H2PO4

– + H2O H3O+ + HPO4

2– H3O

+ + H2PO4– H3PO4 + H2O

La teoría de Bronsted-Lowry permite justificar por que muchas sustancias pueden actuar a veces como ácidos y otras como bases, a este tipo de sustancias se les denomina anfóteras.

Ácidos Poliproticos

• Son sustancias que pueden ceder mas de un protón. Algunos ejemplos muy característicos son el H2SO4, H3PO4 etc. Lo importante es que:

• Los protones no se ceden todos a la vez, sino en sucesivas etapas cada una de las cuales viene caracterizada por un proceso de equilibrio.

• Las sucesivas cesiones son cada vez mas difíciles.

Ácidos Poliproticos

• Muchos ácidos tienen mas de una atomo de H ionizable. Estos ácidos se conocen como ácidos poliproticos.

• Ejemplo:H2SO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO3

- (ac)

HSO3- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO3

2- (ac)

Ácidos y Bases Fuertes

Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que existen en solución acuosa como iones.La fuerza de un ácido y de una base está determinada por la capacidad que tiene de donar o aceptar un protón.

Ácido Fuerte: Dona el protón con bastante facilidad, se disocian totalmente

Ej: HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-

(ac) Inicio 1mol 0 0Final 0 1 mol 1 mol

Ácidos y Bases Fuertes

Ejemplo: HCl, HBr , HNO3 , HClO3 , HCl04, H2SO4

Base Fuerte: acepta el protón con bastante facilidad, se disocian totalmente Ej: NaOH(s) + H2O(l) Na+

(ac) + OH-(ac)

Inicio 1mol 0 0Final 0 1 mol 1 mol

Ácidos y Bases Fuertes

Las bases fuertes solubles mas comunes

son los hidróxidos iónicos de los metales de los

grupos IA y grupo IIA. Estos compuestos se

disocian por completo en iones en solución

acuosa.Ejemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2

Ácidos Débiles

Los ácidos débiles se ionizan solo parcialmente en solución acuosa, estableciéndose un equilibrio. Si representamos un acido débil general como HA, podemos escribir la ecuación de ionizacion de la forma siguiente:

Ej: HA + H2O H3O+(ac) + A-

Inicio C0 0 0Reacciona x x x

Equilibrio C0 - x x x

Puediéndose escribir la expresión de la constante de equilibrio en soluciones acuosas como: [H3O+][A-]

Ka = [HA]

Fuerza relativa de ácidos

Fuerza relativa de ácidos

Bases Débiles

Muchas sustancias se comportan como bases débiles y se disocian parcialmente estableciéndose unequilibrio. Sea B la base débil , podemos escribir la ecuación de ionizacion de la forma siguiente:

Ej: B + H2O HB+(ac) + OH-

Inicio C0 0 0Reacciona x x x

Equilibrio C0 - x x xPuediéndose escribir la constante de disociación básica de la forma siguiente:

[HB+][OH-]Kb =

[B]

Fuerza relativa de bases

Grado de disociación o ionización ()

Indica la relación de la concentración de iones realmente disociados

entre el total de iones que podría haberse disociado (concentración

inicial de ácido o de la base)

0C

X

Donde: X = concentración de la especie disociada C0 = concentración inicial del ácido o base

% = x 100

Determinación de Ka y Kb a partir del grado de disociación Ej: HA + H2O H3O

+(ac) + A–

Inicio C0 0 0 Equilibrio C0 – x x x Haciendo X = C0 C0– C0 C0 C0

Ka =

HA

AOH3

Ka = )1(C

)0C(

0

2

Ka =

1

C02

Como es muy pequeño, 1– en el denominador se aproxima a 1 quedando: De manera similar

Ka = 2C0

0

a

C

K

0

b

C

K

EL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

La reacción de autoionización del agua ocurre en una magnitud muy pequeña, debiendo tratarse como un caso de equilibrio .

2H 2O (l) H 3O +(ac) + O H –

(ac)

Kc =

22

3

OH

OHOH Kc[H 2O ]2 = [H 3O +][O H –]

Kw = Kc[H 2O ]2 Kw = [H 3O +][O H –] Kw se denomina producto iónico del agua. E n agua pura a 25°C se ha determinado experimentalmente: Kw = 1 x 10 –14 D e la estequiometría de la reacción de auto ionización

[H 3O +] = [O H –] = Kw = 1410x1 = 1 x 10 –7 Kw es una constante de equilibrio y su valo r cambia con al temperatura y a 40 °C se tiene

K w = 3,8 x 10 –14

EL POTENCIAL DEL IÓN HIDRÓGENO (pH)

En disoluciones acuosas, las concentraciones de los iones hidróxidos y iones hidróxido están relacionados a través del producto iónico. Pero que ocurre en general que los valores de estas concentraciones son pequeños y muy variados, por lo que es conveniente introducir una escala mas sencilla para conocer laacidez o basicidad. Por esto el químico danés Peter Sorensen en 1909 introdujo el concepto de pH definiéndolo como: pH = -log[H3O+] Del mismo modo: pOH = -log[OH-]

Escala de pH: Solución ácida Solución neutra Solución básica

O 7 14

Tipos de Soluciones según su pH

Soluciones neutras: a 25°C se observa que:[H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7

pH=7

Soluciones ácidas: [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 1 x 10-7 y [OH-]< 1 x 10-7

pH < 7

Soluciones Básicas: [H3O+] < [OH-]

[OH-] > 1 x 10-7 y [H3O+] < 1 x 10-7

pH > 7

Relación entre pH y pOH

A partir de la ecuación :

Kw = [H3O+][OH-]=1,0 x 10-14

y

pH = -log[H3O+] pOH=-log[OH-]

Se puede obtener:

pH + pOH = 14