acidos y bases

ÁCIDOS Y BASES
Desde épocas antiguas se han identificado dos tipos de sustancias que se consideran
opuestas entre si pero en cierto grado complementario, estas son: los ácidos y las bases;
históricamente conocidas más por sus propiedades y efectos que por su estructura
química.
Propiedades de los Ácidos
Las siguientes propiedades son conocidas desde la edad media y son:
1)
2)
3)
4)
5)
Tienen sabor agrio
Provocan cambios en el papel tornasol de azul a rojo.
Disuelven ciertos metales liberando hidrogeno como el zinc.
Disuelve la piedra caliza y el mármol.
Al reaccionar con las bases se neutralizan formando sal y agua.
Propiedades de las Bases
1)
2)
3)
4)
Tienen sabor amargo como el jabón
Son resbalosos al tacto.
Cambian el papel tornasol de rojo a azul.
Al reaccionar con los ácidos forman la sal correspondiente y agua.
Ejemplo.
Hidróxido de magnesio más acido clorhídrico
Mg (OH)2
Hidróxido de
Magnesio
BASE
+
→
HCl
Acido
Clorhídrico
ACIDO
Mg Cl2
Cloruro de
Sodio
SAL
+
H2O
agua
Las propiedades acidas y básicas de las sustancias son las mas simples y conocidas y de
gran importancia en la industria; Cervecera, Refresquera, metalmecánica y en la
agricultura.
Estas propiedades no son suficientes para el estudio químico de las sustancias y es por
ello que es necesario postulas las teorías ácido-base.
Teorías ácido base
Teoría de Arrhenius: En 1887 el químico Suante Arrhenius publico un trabajo referente
a los ácidos y las bases, sabia que las sustancias ácidas o básicas conducción la
corriente eléctrica y lo explicaba suponiendo que estas sustancias liberan partículas con
carga (iones), al disolverse.
Los conceptos de su teoría son los siguientes:
Un ácido es toda sustancia que al separarse o ionizarse forma iones solución acuosa o
protones (H+)
Una base es toda sustancia que al separarse o ionizarse en solución acuosa forma iones
hidróxido (OH-) ejemplo:
HCl solución
Acido
NaOH
base
solución
+
Cl-+ H
+++
Na +
OH-
Teoría de Bronsted-Lowry
En 1928 el científico Bronsted y el inglés Lowry propusieron de forma independiente
sus teorías que dicen lo siguiente:
En una reacción química un ácido es cualquier sustancia que cede un protón (H+) y una
base es cualquier sustancia que acepta un protón ejemplo:
HCl
+ H2O
Ácido clorhídrico agua
Ácido
base
→
Cl- + H3O+
Ion cloruro Ion hidruro
base
ácido
Bronsted-Lowry
Ácido: Cualquier sustancia que CEDE un H+
Base: Cualquier sustancia que ACEPTA un OHExplicación
Durante la reacción en HCl cede un protón formando un ion cloruro Cl- y el H2O acepta
un protón formando el ion hidronio H3O+. Así el HCl es un ácido y el H2O es una base
según la teoría Bronsted – Lowry.
Limitaciones de la teoría de Arrhenius.
La teoría de Arrhenius solo se cumple para las sustancias disueltas en agua (acuosas);
mientras que la teoría de Bronsted – Lowry se aplica a todos los medios siendo esta la
teoría más importante en el estudio químico de las sustancias que no son acuosas.
Ejemplos de ácidos y bases de Arrhenius.
Los ácidos de Arrhenius son: Todas las sustancias que se nombran como tal y que su
fórmula inicia con Hidrogeno.
Ejemplos:
Ácido Clorhídrico.
Ácido Sulfhídrico.
Ácido Sulfúrico.
Ácido Nítrico.
HCl
H2S
H2SO4
HNO3
Son ácidos los óxidos de los no metales llamados óxidos ácidos que al disolverse en
agua forman ácidos
Ejemplos:
Trióxido de Azufre.
Dióxido de Sodio.
Trióxido de Carbono.
SO3
NO2
CO3
SO3 + H2O
H 2SO 4
Ácido sulfúrico
Bases de Arrhenius.
Son bases todos los llamados hidróxidos y que en su fórmula contienen el grupo OHEjemplos:
Hidróxido de Potasio.
Hidróxido de Sodio.
Hidróxido de Magnesio.
KOH
NaOH
Mg (OH)2
También son bases los óxidos metálicos conocidos como óxidos básicos, que al
reaccionar con el agua forman el hidróxido correspondiente.
Ejemplos:
Óxido de Litio
Óxido de Sodio.
Óxido de Calcio.
Li2O
Na2O
CaO
CaO + H2O
Óxido de calcio
Ca (OH)2
Hidróxido de calcio
Ácidos y Bases de Bronsted – Lowry.
Ácidos de Bronsted – Lowry.
Son ácidos los iones positivos (cationes) y los iones negativos (aniones).
Ejemplos:
Sulfato.
Amonio.
Fosfato.
(SO4)-2
(NH4)+1
(PO4) -3
Todos los compuestos de hidrógeno con estado de oxidación de +1.
Ejemplos:
Cloruro de Hidrógeno
Ácido Carbónico.
Ácido Fosfórico.
HCl
H2CO3
H3PO4
Bases.
Todos los hidróxidos disueltos en agua como el amoniaco y todos los aniones que no
son bases de Arrhenius.
Ejemplos:
Amoniaco.
Cianuro.
Amino.
Sulfuro.
NH3
(CN)(NH2)
S-2
TEORÍA DE LEWIS
En el mismo año que Bronsted – Lowry propusieron su teoría el químico
estadounidense Gilbert Newton Lewis estableció su teoría desde otro aspecto y la define
como sigue:
-Un ácido es toda sustancia que acepta un par de electrones ē
-Una base es toda sustancia que cede un par de electrones ē
Ejemplo:
En la reacción del trifluoruro de boro y el amoniaco, para formar un complejo.
Explicación: Se observa que el BF3 tiene un espacio donde se puede acomodar un par
de electrones y que el NH3 posee un par de electrones no compartidos que puede ceder
al BF; por lo tanto el amoniaco es una base y el trifluoruro de Boro es ácido de Lewis.
Ejemplos de Ácidos y Bases de Lewis
Ácidos de Lewis:
Son ácidos todos los cationes simples.
Sodio
Potasio
Calcio
Aluminio
Plata
N+
K+
Ca+
Al+
Ag+
Los compuestos con octeto incompleto:
Tricloruro de Boro
Tricloruro de aluminio.
Cloruro de Zinc
Trióxido de Azufre.
Bromuro Férrico.
BCl3
Al Cl3
ZnCl2
SO3
FeBr3
También son ácidos los compuestos con dos o más enlaces:
Bióxido de Carbono.
Trióxido de Azufre.
Dióxido de Azufre.
CO2
SO3
SO2
QUÍMICA III
QUÍMICA EN LA INDUSTRIA
PLANTEL 2 CIEN METROS, ELISA ACUÑA ROSSETTI
Bases de Lewis.
Todas las bases de Bronsted – Lowry, también son bases de Lewis y todos los grupos que
funcionen como gigantes. Carbonilo y el grupo Ciano (CO) (CN)
Nota: Las bases de Lewis y de Bronsted – Lowry son idénticas ya que para aceptar un protón, la
base debe tener un par de electrones no compartidos.
POTENCIAL DE HIDRÓGENO. (pH)
La acidez o basicidad de una solución acuosa depende de la concentración de iones de hidrógeno
o iones hidronios. Este concepto es de gran importancia en las reacciones bioquímicas (las que
realizan los seres vivos).
Para determinar si una sustancia es ácida o básica se recurre al pH, concepto desarrollado a partir
de la ionización del agua según la teoría de Bronsted – Lowry, el agua puede actuar como ácido o
como base si se considera una transferencia de iones hidrógeno entre dos moléculas de agua.
Bronsted – Lowry
Acido: Cede un H+
Base: Acepta un H+
En las cantidades de ácido y de base que se producen son iguales; por lo tanto el agua se
considera una sustancia neutra.
= a concentración
Se ha encontrado que la concentración de hidronios de olio y de iones de hidróxido es de 1x10 -7
mol/lt. y como el agua se ioniza muy poco la constante de ionización del agua será igual a la
concentración de iones hidronios por la concentración de iones hidróxido.
QUÍMICA III
QUÍMICA EN LA INDUSTRIA
PLANTEL 2 CIEN METROS, ELISA ACUÑA ROSSETTI
El comportamiento del valor de la constante de ionización del agua permitió a los químicos
desarrollar la escala de pH que sirve para indicar la acidez o basicidad de cualquier solución
acuosa. Esta escala es una medida de la concentración de iones hidrógeno o hidronios en
solución.
Matemáticamente el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones
hidronios o hidrógeno.
Escala de pH.
La escala de pH va de 0 a 14.
De 0 a 6.9 , las sustancias son ácidas.
De 7.1 a 14 las sustancias son básicas.
Y cuando el valor es de 7 se dice que son neutras.
Una escala mas especifica es la siguiente:
De 0 a 3 son ácidos fuertes como ácido clorhídrico (HCl), ácido nìtrico(HNO3) y ácido
sulfúrico(H2SO4).
De 3.1 a6.9 son ácidos débiles como el acido sulfidrhìco(H2S) y el ácido acético(CH3COOH).
De 7.1 a 10.9 son bases débiles como el hidróxido de bario(Ba (OH)2) o el hidróxido de hierro III
(Fe(OH)3)
De 11 a 14 son bases fuertes como el hidróxido de potasio(KOH) y el de sodio(NaOH).
ACTIVIDAD: Dibuja la escala de PH con sus respectivos ejemplos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
QUÍMICA III
QUÍMICA EN LA INDUSTRIA
PLANTEL 2 CIEN METROS, ELISA ACUÑA ROSSETTI
Determinar el pH de algunas muestras de agua residual que presentaron las siguientes
concentraciones de iones hidronios.
1.- [H3O+]=2.7×10-13 mol/L
2.- [H3O+]= 9.1×10-12 mol/L
3.- [H3O+]= 4.3×10-7 mol/L
4.- [H3O+]=1.8×10-9 mol/L
5.- [H3O+]=9.8×10-8mol/L
6.- [H3O+]=5.6×10-12mol/L
7.- [H3O+]=3.1×10-3 mol/L