Introducción Autoionización del agua Concepto de pH Fuerza de los ácidos y las bases Soluciones Indicadores ácido - base

U7 |Introducción Reacciones ácido – base. Introducción Teoría de Arrhenius sobre la naturaleza de los ácidos y las bases Teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases

U7 |Reacciones ácido – base. Introducción

U7 |Teoría de Arrhenius sobre la naturaleza de los ácidos y las bases Ácido: cualquier sustancia neutra que, en una solución acuosa, es capaz de liberar iones H +. HA → H + + A - Base: toda sustancia que, en solución acuosa, libera OH -. BOH → B + + OH - Svante August Arrhenius ( ). Químico sueco. Pasó la primera parte de su carrera científica luchando para que se aceptaran sus ideas. Su teoría era tan revolucionaria que le aprobaron la tesis después de muchas dificultades. En 1893 fue nombrado profesor de la Universidad de Estocolmo y elegido rector dos años más tarde. Recibió el premio Nobel en En 1905 fue designado director del Instituto Nobel de fisicoquímica y siguió investigando hasta su muerte. Es un ejemplo de la tenacidad en la defensa de las propias ideas y de científico brillante y avanzado a su época.

U7 |Teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases Un ácido es toda especie química (molécula o ión) capaz de ceder protones a otra especie química, y una base es toda especie química (molécula o ión) capaz de captar protones. ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 El par ácido 1 – base 1 y también el par ácido 2 – base 2 se denominan par conjugado ácido – base. El NH 3 es una base, capta protones del agua, que se comporta, en este caso, como un ácido. Las sustancias que en unas reacciones pueden comportarse como bases y en otras como ácidos se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas.

U7 |Autoionización del agua ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 El producto K w se denomina producto iónico del agua. Una solución en la que las concentraciones de los iones son iguales, se denomina solución neutra. En una solución ácida se cumple que [H 3 O + ] > [OH – ]. En una solución básica se cumple que [OH – ] > [H 3 O + ].

U7 |Concepto de pH El pH es el logaritmo decimal, cambiado de signo, del valor numérico correspondiente a la concentración de los iones oxonio. Análogamente: pH + pOH = 14 A 25ºC se cumple que: - Solución ácida: [H 3 O + ] > [OH – ]; [H 3 O + ] > mol dm Solución neutra: [H 3 O + ] = [OH – ]; [H 3 O + ] = mol dm Solución básica: [H 3 O + ] < [OH – ]; [H 3 O + ] < mol dm -3.

U7 |Fuerza de los ácidos y las bases Fuerza relativa de ácidos y bases Relación entre la estructura química y la constante de acidez

U7 |Fuerza relativa de ácidos y bases La constante K a se denomina constante de acidez. Cuanto mayor sea la constante de acidez, mayor será la fuerza del ácido y más débil será su base conjugada. Cuanto mayor sea la constante de basicidad, mayor será la fuerza de la base y más débil será su ácido conjugado.

U7 |Fuerza relativa de ácidos y bases Se consideran ácidos y bases débiles los que tienen constantes K a o K b entre y Si las constantes son menores, se consideran ácidos y bases muy débiles.

U7 |Relación entre la estructura química y la constante de acidez La fuerza de los ácidos binarios depende principalmente de dos factores: el volumen atómico del no metal y la diferencia de electronegatividad entre el no metal y el hidrógeno; esta última característica determina que el enlace sea más o menos polar. En general, cuanto más polar sea el enlace H-X más fácil será la captación del protón por parte del agua. En un mismo grupo: HF < HCl < HBr <... En un mismo periodo: PH 3 < H 2 S < HCl En los oxoácidos, su comportamiento como ácidos depende de la mayor o menor dificultad para romper el enlace O-H, i esto depende indirectamente de la electronegatividad del átomo central. Si este átomo es un elemento muy electronegativo, los electrones se alejarán del enlace O-H para “desplazarse” hacia el enlace O-X. El enlace O-H se debilitará y el protón podrá ser captado fácilmente por las moléculas de agua. En un mismo grupo: HIO < HBrO < HClO Diferentes ácidos de un mismo elemento: HClO < HClO 2 < HClO 3

U7 |Soluciones Soluciones de sales en agua Soluciones reguladoras o amortiguadoras

U7 |Soluciones de sales en agua Solución de cloruro de sodio en agua Siempre que se disuelve en agua una sal obtenida por reacción de un ácido fuerte y una base fuerte, como el NaCl, el pH es 7 a 25ºC. Solución de cloruro de amonio en agua Siempre que se disuelve una sal de ácido fuerte y base débil, como el cloruro de amonio, el pH es, a 25ºC, menor que 7.

U7 |Soluciones de sales en agua Solución de acetato de sodio en agua Siempre que se disuelve en agua una sal de ácido débil y base fuerte, el pH, a 25ºC, es mayor que 7. El acetato de sodio es un sólido cristalino de color blanco. Es muy soluble en agua y sus soluciones tienen un pH ligeramente básico.

U7 |Soluciones reguladoras o amortiguadoras Una solución amortiguadora es aquella en la que el pH se modifica muy poco cuando se diluye o se le añaden cantidades moderadas de ácidos o bases, aunque sean fuertes. Las soluciones que tienen la capacidad de regular el pH se denominan soluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón. Las soluciones amortiguadoras están formadas por una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones relativamente elevadas, o bien, por una mezcla de una base débil y su ácido conjugado.

U7 |Indicadores ácido base Para determinar el pH de una solución, se utilizan aparatos de medida llamados pH-metros o también sustancias denominadas indicadores. Los indicadores ácido – base son ácidos o bases débiles que tienen la particularidad de que su forma molecular y su forma ionizada tienen colores distintos. Colores de algunos indicadores a diferentes valores de pH. De arriba a bajo y de izquierda a derecha, azul de bromocresol, fenolftaleína, verde de bromocresol y rojo de metilo.

U7 |Indicadores ácido base