ÁCIDO-BASE

Ácidos Son sustancias que se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad. Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en solución. Ejemplo: HI  H+ + I- Al hacerlos reaccionar con un metal se desprende hidrógeno gaseoso. Ejemplo: Mg + 2HCl  H2(g) + Mg+2 + 2Cl-

Ácidos Dependiendo de su comportamiento, tiñen a algunos indicadores (tiñen de rojo al papel tornasol azul). Al reaccionar con una base, pierden sus propiedades anteriores debido a su neutralización. Tienen sabor agrio. Esta última propiedad no puede ser comprobada con descuido.

Ácidos Ácido inorgánico Ácido orgánico

Bases Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que forman obviamente son diferentes. Ejemplo: NaOH  Na+ + OH- Tiñen de azul al papel tornasol rojo, es decir, es contrario al ácido.

Bases Al reaccionar con un ácido, pierde sus propiedades anteriores al neutralizarse. Tienen al tacto una sensación jabonosa.

Teoría de Arrhenius Ácido Aquella entidad que en solución acuosa libera iones hidrógeno al medio (H+). Ejemplos: HCl  H+ + Cl- H2SO4  2 H+ + SO4-2 HNO3  H+ + NO3 -

Teoría de Arrhenius Base Aquella entidad que en solución acuosa libera iones hidróxido al medio (OH-) Ejemplos: LiOH  Li+ + OH- Al (OH)3  Al+3 + 3 OH- Sn (OH)4  Sn+4 + 4 OH-

Teoría de Lowry-Brönsted Ácido Aquella entidad que puede donar o ceder iones hidrógeno al medio en solución (no necesariamente agua). Ejemplos: HBr  H+ + Br- NH4+  NH3 + H+ H3PO4  3 H+ + PO4-3

Teoría de Lowry -Brönsted Base Aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio en solución. Ejemplos: HS- + H+  H2S HPO4-2 + H+  H2PO4 - HCO3- + H+  H2CO3

Teoría de Lowry-Brönsted Para esta teoría, se establece lo siguiente: Ácido  Base + ion Hidrógeno (H+) Cada ácido podrá generar una base y cada base más ión hidrógeno establecerá un ácido. A su vez, esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado.

Teoría de Lowry-Brönsted Ácido  Base Conjugada + H+ Ejemplo: HF  H+ + F- El HF es ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico.

Teoría de Lowry-Brönsted Base + H+  Ácido Conjugado Ejemplo: CO3-2 + H+  HCO3 - El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado.

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTE DE ACIDEZ Y DE BASICIDAD Las sustancias que se disocian completamente para dar iones en solución se llaman electrolitos fuertes. Las que lo hacen parcialmente se denominan electrolitos débiles. A efectos prácticos, los ácidos fuertes se consideran totalmente disociados. La disociación del ácido clorhídrico, ácido fuerte, en disolución acuosa se expresa como:

Son ácidos fuertes los hidrácidos de los elementos halógenos: HF, HCl, HBr; también son ácidos fuertes los oxácidos cuya diferencia entre el número de átomos de O e H en la fórmula sea ≥ 2, como por ejemplo: H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3, etc.

HA (ac) ↔ H+ (ac) + A- (ac) Los ácidos que se disuelven disociándose sólo parcialmente se denominan ácidos débiles. Su equilibrio de disociación se expresa mediante la ecuación: HA (ac) ↔ H+ (ac) + A- (ac) La constante de este equilibrio se denomina constante de disociación del ácido o constante de acidez y se expresa como Ka:

Por comodidad, se indicarán las concentraciones de H+ (ac) y OH-(ac) mediante los símbolos [H+] y [OH-]. El hecho de que los iones estén hidratados queda implícito. El grado de disociación, α, de un ácido es el tanto por uno de moles disociados:

BOH (ac) ↔ B+(ac) + OH-(ac) Al igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes están completamente disociadas en disolución acuosa. Por ejemplo, el hidróxido de sodio se disocia según la ecuación: Son bases fuertes los hidróxidos de los elementos alcalinos (grupo IA) y alcalino-térreos (grupo IIA). Las bases débiles están sólo parcialmente disociadas: BOH (ac) ↔ B+(ac) + OH-(ac)

La constante de equilibrio se denomina constante de disociación de la base o constante de basicidad y se expresa como Kb: El grado de disociación, α, de una base es el tanto por uno de moles disociados:

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA El agua forma iones mediante el proceso de autoionización: H2O (l) ↔ H+(ac) + OH-(ac) La constante de equilibrio es:

Las concentraciones de los iones son muy bajas y, por lo tanto en la mayoría de las soluciones acuosas, la concentración de agua es prácticamente constante. Se define como KW, denominado también producto iónico del agua:

La constante de disociación del agua KW, vale 1,0x10-14 a 25 ºC La constante de disociación del agua KW, vale 1,0x10-14 a 25 ºC. Sólo varía con la temperatura, aumentando cuando aumenta ésta. En el agua pura, donde los iones sólo provienen de su autodisociación, las concentraciones de H+ y OH- deben ser iguales.

Como en cualquier disolución acuosa debe cumplirse la condición de equilibrio: Una disolución será neutra cuando [H+] = [OH-] = 10-7 Una disolución será ácida cuando [H+] > 10-7 y [OH-] < 10-7 Una disolución será básica cuando [H+] <10-7 y [OH-] > 10-7.

Medida de acidez y alcalinidad Es posible medir la acidez o basicidad de una entidad en función de la concentración molar de las soluciones. Experimentalmente se puede hacer a través de un instrumento llamado pHmetro, con papeles que están tabulados o con indicadores. El término usado es el pH y es una escala propuesta por el investigador Sörensen. El rango de medición está entre 0 y 14 y se define a través del logaritmo de la concentración del ión hidrógeno.

pH y pOH Para indicar la concentración de iones hidrógeno en una disolución se emplea la notación denominada pH, cuya definición es:

también se utiliza el operador p = -log para manejar, en general, cantidades muy pequeñas. El pOH se define así:

Dada la relación de estas concentraciones con el producto iónico del agua, se puede escribir que, a 25ºC

aplicando logaritmos decimales y cambiando signo pH + pOH = 14

Utilizando el concepto de pH se puede establecer: Si una disolución tiene pH = 7 es neutra. Si una disolución tiene pH < 7 es ácida. Si una disolución tiene pH > 7 es básica.

Medida de acidez y alcalinidad pH = -log [ H+ ] pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14

Medida de acidez y alcalinidad Región ácida Región básica Región neutra [H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]

Medida de acidez pH = -log [ H+ ] pH corresponde a la concentración de protones que libera un ácido al medio, ya sea por disociación total o parcial. pH = -log [ H+ ]

Medida de acidez Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M Una solución de HNO3 tiene una concentración 0,01 M. ¿Cuál es su pH? Disociación: HNO3 → H+ + NO3- Concentración: 0,01M 0,01M 0,01M pH = -log [H+] pH = -log 0,01 pH = -log 10-2 pH = - (-2) log 10 pH = 2 solución ácida

pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14 Medida de alcalinidad pOH corresponde a la concentración de iones hidróxido que libera una base al medio, ya sea por disociación total o parcial. pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14

Medida de alcalinidad Disociación: NaOH → Na+ + OH- Una solución de NaOH tiene una concentración 0,1 M. ¿Cuál es su pH? Disociación: NaOH → Na+ + OH- Concentración: 0,1M 0,1M 0,1M pOH = -log [OH-] pOH = -log 0,1 pOH = -log 10-1 pOH = - (-1) log 10 pOH = 1 pH = 13 solución básica

Medida de acidez y alcalinidad

Neutralización Corresponde a la reacción equivalente entre un ácido y una base. Se genera en el proceso una sal y se libera agua. El pH resultante es 7 (neutro). Cuando se trata de un ácido fuerte con una base fuerte

pH = 7 Neutralización NaOH + HCl = NaCl + H2O Para que ocurra la neutralización, deben reaccionar un mismo número de moles de ácido y de base C1xV1 = C2xV2 NaOH + HCl = NaCl + H2O pH = 7 Sal Base Ácido

0,4M X V1 = 0,2M X 25mL V1 = 12,5 mL de ácido. Neutralización Se dispone de 100 mL de HNO3 0,4M para neutralizar 25 mL de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente la base? C1 x V1 = C2 x V2 0,4M X V1 = 0,2M X 25mL V1 = 5/0,4 V1 = 12,5 mL de ácido.

DISOLUCIONES REGULADORAS DEL pH Son disoluciones capaces de mantener el pH constante (dentro de un pequeño margen) aunque se les añaden pequeñas cantidades de un ácido o de una base. También se llaman disoluciones tampón o buffer. Las disoluciones reguladoras están formadas por: Un ácido débil y una sal formada por el anión del ácido y un catión procedente de una base fuerte, o Por una base débil y una sal formada por el catión de la base y el anión proveniente de un ácido fuerte. En los dos casos su comportamiento se interpreta por el efecto del ión común

VALORACIONES ÁCIDO-BASE Permiten determinar la concentración de una disolución haciéndola reaccionar con otra de concentración conocida. Para realizar una valoración o una titulación se toma un volumen medido de la disolución que se desea valorar y se va añadiendo lentamente una solución de concentración conocida hasta que el número de equivalentes de una y otra sean iguales, momento en que se alcanza el punto de equivalencia

En el punto de equivalencia de una titulación ácido-base se cumple que:

De acuerdo a la ecuación anterior, la neutralización se produce cuando se ha agregado igual número de equivalentes de ácido y base. Por definición la normalidad de una solución corresponde al número de equivalentes-gramo por litro de solución, por lo tanto la normalidad del ácido (Na) estará dada por la siguiente expresión:

Para la solución básica, podemos derivar una expresión similar

Cuando se alcanza el punto de equivalencia se igualan los equivalentes-gramo de ácido y base presentes por lo tanto se cumple que:

El punto de equivalencia se detecta mediante la utilización de un indicador adecuado, ya que cerca de este punto se produce un salto brusco del pH de la disolución y el indicador cambia de color. Este punto se denomina punto final de la reacción. El indicador debe escogerse tratando que el punto final se acerque lo más posible al punto de equivalencia.

E El pH 8,2 es considerado un pH A) ligeramente ácido. B) básico fuerte. C) neutro. D) fuertemente ácido. E) ligeramente alcalino. E

A Una solución neutra es aquélla en que I) H+ = OH- II) pH > 7 III) pH + pOH = 7 A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo II y III E) I, II y III A

E La base conjugada del ácido H2PO4 - es: A) H2O B) H3PO4 C) OH- D) PO4-3 E) HPO4-2 E

El pH de una solución de HCl 0,1M es B) 1 C) 2 D) 3 E) 4 B

D Si el pH de una solución es 5, es correcto que I) H+ = 1x10-5 M II) [OH-] = 1x10-9 M III) [H+]+[OH-] = 14 A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y II E) I, II y III D

En una reacción de neutralización completa entre un ácido y una base fuerte, se verifica que I. pH + pOH =14 II. pH = pOH III. [OH-] = 1x10-7M A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y III E) I, II y III E