Sra. Anlinés Sánchez Otero ÁCIDOS Y BASES Sra. Anlinés Sánchez Otero

Introducción A diario estamos en contacto con sustancias que son ácidas o básicas. Algunos de ellas forman parte de nuestro cuerpo, la naturaleza o son elaborados por el hombre. Ejemplos: Ácido fórmico que emiten las hormigas La lluvia acida Sabor ácido de muchas bebidas y alimentos El acido del estomago Las bases que forman los jabones Antiácidos para la indigestión

Propiedades de los ácidos 1. Tienen sabor amargo: Bebidas carbonatadas Ácido cítrico y ascórbico Ácido acético 2. Se identifican por su reacción con algunos metales. - El Al, Mg y Zn reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo hidrógeno gaseoso. - Ejemplo: 3. Los carbonatos metálicos y los carbonatos ácidos reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo dióxido de carbono gaseoso -Ejemplo NaHCO3 (s) + HC2H3O2 (ac) -> NaC2H3O2 (ac) + H2O (l) +CO2 (g) Los geológos identifican si una piedra es caliza (CaCO3) usando una solucion de HCl. Si unas gotas de HCl producen burbujas de CO2, la roca es caliza. Bicarbonato de sodio Ácido acético

Propiedades de las bases Las soluciones ácidas y básicas tienen la capacidad de conducir electricidad a diferencia de agua pura. Tienen sabor amargo Se sienten resbalosas Son suaves al tacto

Práctica I :Escribe la fórmula balanceada de la reacción que ocurre entre las siguientes parejas de reactivos. a) Magnesio y ácido nítrico Mg (s) + HNO3 (ac)  b) Aluminio y ácido sulfúrico Al (s) + H2SO4 (ac)  c) Carbonato de calcio y ácido bromhídrico CaCO3 (s) + HBr (ac)  d) Bicarbonato de potasio y ácido clorhídrico KHCO3 (s) + HCl (ac)  d) Zinc y ácido nítrico Zn (s) + HNO3 (ac)  e) Carbonato de magnesio y ácido clorhídrico MgCO3 (s) + HCl (ac)  2 MgNO3 (ac) + H2(g) 2 Al2(SO4)3 (ac) + H2(g) 3 3 2 CaBr2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g) KCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g) 2 Zn(NO3)2 (ac) + H2 (g) MgCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Iones en solución Soluciones acuosas ÁCIDAS BÁSICAS NEUTRAS Toda las soluciones con agua contienen hidronio (H+) e hidróxido (OH-) Soluciones acuosas Las cantidades relativas de los dos iones determinan si una solución acuosa es ácida, básica o neutral. ÁCIDAS BÁSICAS NEUTRAS Contienen más iones hidronio que hidróxido. Contienen cantidades iguales de hidronio e hidróxido Contienen más iones hidróxido que hidronios

H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac) Puntos Importantes: El agua es el disolvente común del ácidos y bases. El agua produce cantidad iguales de iones hidronio e hidróxido en un proceso conocido como autoionización. La autoionización es cuando dos moléculas de agua reaccionan formando un hidronio y un hidróxido. H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH- (ac) El hidronio es un ion hidrógeno hidratado. ( una molécula de agua más un hidrógeno. Se utilizan los símbolos H+ o H3O+ para representarlo. Una versión simplificada de la reacción anterior es: H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac) Se puede observar que posee ambas cantidad de ambos iones, por esa razón, el agua es neutral.

Modelo de Arrhenius de ácidos y bases Svante Arrhenius químico sueco.  en 1833 propuso el modelo de Arrhenius El modelo establece que: Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y se ioniza produciendo protones en solución acuosa. Una base es una sustancia que contiene hidróxido y lo libera al disociarse en solución acuosa. Ejemplo del modelo: Ácido HCl (g)  H+ (ac) + Cl- (ac) Base NaOH (s)  Na+ (ac) + OH- (ac)

Modelo de Arrhenius de ácidos y bases A pesar de ser útil para explicar muchas soluciones ácidas y básicas tiene algunas fallas. Por ejemplo, NH3 (amoniaco), no tiene el grupo hidroxilo aunque produce Oh- en solución y es una base conocida.

Modelo Brønsted-Lowry Johannes Brønsted – químico danés Thomas Lowry- químico inglés Independientemente, propusieron un modelo más amplio de ácidos y bases que en enfoca en el hidrógeno. Los ácidos son donantes de iones hidrógeno. La bases son receptores de iones hidrógeno.

¿Qué significa ser donante o receptor de hidrógeno? Los símbolos X y Y pueden utilizarse para representar elementos no metálicos o iones poliatómicos negativos. Por lo tanto, la fórmula general de un acido puede escribirse como HX o HY. Cuando una molécula de ácido HX, se disuelve en H2O, dona H+ a una molécula de agua, la cual actúa como base y acepta el H+ Al aceptar H+ la molécula de H2O se convierte en un H3O+ (un ácido). Es un ácido porque tiene un protón extra que puede donar. Entonces el ácido HX se convierte en una base, X-. HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac) ¿Por qué? Es una base porque tiene una carga negativa y puede aceptar rápidamente un ion hidrógeno positivo.

HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac) Continuación Por lo tanto, puede ocurrir una reacción inversa acido-base. El H3O+ puede reaccionar con X- formando H2O y HX. HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac) ácido base ácido conjugado base conjugada ácido conjugado especie que se produce cuando una base acepta un ion hidrógeno. La base H2O acepta un ion H+ del ácido HX convirtiéndose en ácido conjugado H3O+. base conjugada especie que resulta cuando un ácido dona un ion H+ a una base. El ácido HX dona su hidrógeno convirtiéndose en la base conjugada X-.

Continuación HF + H2O ↔ H3O+ + F - Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base. Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno. Ejemplo: ionización de HF en H2O Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base. Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno. Ejemplo: ionización de HF en H2O HF + H2O ↔ H3O+ + F - ácido conjugado base conjugada ácido base Reacción directa Reacción inversa

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac) Continuación Según Arrhenius, NH3 no es una base, sin embargo, para Brønsted-Lowry sí lo es. Reacción directa: Cuando NH3 se disuelve en H2O, el NH3 acepta un ion H (definición de base según B-L). Se forma NH4+. Por esta razón, NH3 es considerado una base según Brønsted-Lowry. En la reacción inversa: El NH4 cede un H+ para formar NH3 , y por consiguiente, actúa como ácido de B-L. El amonio es el acido conjugado de la base amoniaco. El hidróxido acepta un H+ formando H2O, por lo tanto, es una base B-L. El hidróxido es la base conjugada del agua. NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac) ácido conjugado base conjugada base ácido NH3 amoniaco

Anfotérica que puede reaccionar ya sea como un ácido o una base. Dependiendo de la reacción el H2O puede actuar como ácido o base. Por esta razón se le llama anfotérica. Anfotérica que puede reaccionar ya sea como un ácido o una base.

Práctica II: Identifica los pares conjugados en las siguientes reacciones. NH4+ (ac) + OH- (ac) ↔ NH3 (ac) + H2O (l) HBr (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + Br - (ac) CO32- (ac) + H2O (l) ↔ HCO3- (ac) + OH- (ac) HSO4- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + SO42- (ac)

Pueden donar un solo hidrógeno Ácidos monopróticos Monoprótico HCL HF HClO4 HNO3 CH3COOH HCOOH Pueden donar un solo hidrógeno Importante: Los hidrógenos que se pueden donar son los que se encuentran enlazados a un elemento electronegativo.

Ácidos polipróticos H3PO4 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + H2PO4 – (ac) Dipróticos H2SO4 H2CO3 Tripróticos H3PO4 H3BO3 Pueden donar más de un hidrógeno Importante: Los ácidos polipróticos se ionizan por pasos. Ionización del ácido fosfórico: H3PO4 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + H2PO4 – (ac) H2PO4- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + HPO42- (ac) HPO42- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + PO43- (ac)

Práctica III: Escribe los pasos de la ionización de los siguientes ácidos polipróticos. H2Se H3AsO4 H2SO4

Anhídridos CO2 (g) + H2O (l) ↔ H2CO3 (ac) Algunos óxidos se vuelven ácidos o bases cuando reaccionan con H2O. Los óxidos de elementos no metálicos como C, S y N, producen ácidos en solución acuosa. Los óxidos de elementos metálicos suelen formar soluciones básicas. CO2 (g) + H2O (l) ↔ H2CO3 (ac) SO3 (g) + H2O (l) ↔ H2SO4 (ac) CaO (s) + H2O (l) ↔ Ca2+ (ac) + 2OH- (ac) MgO (s) + H2O (l) ↔ Mg(OH)2 (ac) Contestar preguntas página clase.

Fortaleza de los ácidos Fuertes Débiles Se ionizan completamente Se ionizan parcialmente en solución acuosa Son reacciones en una sola dirección Son reacciones reversibles Producen la máxima cantidad de iones Producen menos iones No pueden conducir electricidad con tanta eficiencia como los ácidos fuertes. Buenos conductores de electricidad Ejemplos: HCl, HClO4 , HNO3 , HI y H2SO4 Ejemplos: HC2H3O2 , HCN, H2CO3 y H3BO3

Ecuaciones de ionización Ácidos Fuertes: HCl + H2O  H3O+ + Cl- HBr + H2O  H3O+ + Br- HI + H2O  H3O+ + I- HClO4 + H2O  H3O+ + ClO4- HNO3 + H2O  H3O+ + NO3- H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4- Ácidos Débiles: HF + H2O ↔ H3O+ + F- HCN + H2O ↔ H3O+ + CN- HC2H3O2 + H2O ↔ H3O+ + C2H3O2- H2S + H2O ↔ H3O+ + HS- H2CO3 + H2O ↔ H3O+ + HCO3- HClO + H2O ↔ H3O+ + ClO- HCLO4- perclórico HCLO- hipocloroso Ácido Fuertes Ácido débil

Constante de ionización ácida Keq Brinda una medida cuantitativa del grado de ionización de un ácido. Ejemplo: Para el ácido cianhídrico HCN HCN (ac) + H2O ↔ H3O+ (ac) + CN- 𝐾 𝑒𝑞 = 𝐻 3 𝑂 + [𝐶 𝑁 + ] 𝐻𝐶𝑁 [ 𝐻 2 𝑂] La [ ] de H2O se considera constante en soluciones acuosas diluidas; por esta razón se combina con Keq y se obtiene la nueva constante Ka. 𝐾 𝑒𝑞 [ 𝐻 2 𝑂]= 𝐻 3 𝑂 + 𝐶 𝑁 − [𝐻𝐶𝑁]

Continuación Ka: Constante de ionización ácida o constante de acidez. Corresponde al valor de la expresión de la constante de equilibrio de la ionización de un ácido débil. El valor de Ka indica si los reactivos o productos se favorecen en el equilibrio. Los ácidos débiles tiene el Ka más pequeño porque sus soluciones tienen las [ ] más bajas de iones y las más altas de moléculas no ionizadas de un ácido.

Práctica IV: Escribe las ecuaciones de ionización y las expresiones de la constante de ionización ácida de los siguientes ácidos. HClO2 HNO2 HIO

Fortaleza de las Bases La conductividad de las bases depende del alcance con que la base produce hidróxido en solución acuosa. BASES Fuertes Débiles Se disocian por completo en iones metálicos e hidróxidos Solo se ionizan parcialmente en solución acuosa diluida formando el ácido conjugado de la base y el hidróxido Son reacciones en una sola dirección Son reacciones reversibles Ejemplos: NaOH, KOH, LiO, CsOH Ca(OH)2 y Ba(OH)2 Ejemplos: CH3NH2,

Ecuaciones de ionización Bases Fuertes: NaOH (s)  Na+ (ac)+ OH- (ac) KOH (s)  K+ (ac) + OH- (ac) LiOH (s)  Li+ (ac) + OH- (ac) CsOH (s)  Cs+ (ac) + OH- (ac) Ca(OH)2 (s)  Ca2+ (ac) +2OH- (ac) Ba(OH)2 (s)  Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Bases Débiles: C2H5NH2 (ac) + H2O (l)↔ C2H5NH3+ (ac)+ OH- (ac) CH3NH2 (ac) + H2O (l) ↔ CH3NH3+ (ac) + OH- (ac) NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac) C6H5NH2 (ac) + H2O (l) ↔ C6H5NH3 +(ac) +OH- (ac) HCLO4- perclorico HCLO- hipocloroso

Constante de ionización básica Brinda una medida de alcance de la ionización de la base. Ejemplo: Constante de ionización de la metilamina. CH3NH2 (ac) + H2O ↔ CH3NH3+ (ac) + OH- 𝐾𝑏= 𝐶 𝐻 3 𝑁 𝐻 3 𝑂 𝐻 − 𝐶𝐻 3 𝑁𝐻 2 Kb (constante de ionización básica)  es el valor de la expresión del la constante de equilibrio de la ionización de la base. Entre más pequeño sea Kb más débil es la base.

Práctica V: Escribe las ecuaciones de ionización y las expresiones de la constante de ionización de las siguientes bases. Hexilamina C6H13NH2 Propilamina C3H7NH2 Ion carbonato CO32- Bisulfito HSO3-

H O O H C C C H O O H