ÁCIDOS Y BASES

 En una disolución si la concentración de iones hidrógeno (H + ) es mayor que la de iones hidroxilo (OH – ), se dice que es ácida. [H + ] > [OH – ].  En cambio se llama básica o alcalina a la disolución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidroxilo. [H + ] < [OH – ].  Una disolución es neutra cuando la concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidroxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H + ] = [OH – ].

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE ÁCIDOS Y BASES ÁCIDOSBASES Existen ácidos fuertes y débiles dependiendo del pH. Existen bases fuertes y débiles dependiendo del pH. Disueltos en agua conducen la electricidad, es decir, son electrolitos. Tienen sabor agrio y producen sales con las bases. Tienen sabor amargo, son jabonosas al tacto y producen sales con los ácidos. En contacto con el papel tornasol (indicador de pH) varía de azul a rojo. En contacto con el papel tornasol (indicador de pH) varía de rojo a azul. Reacciona con metales como Zn, Mg y Fe, produciendo H 2 2HCl (ac) + Mg (s)  MgCl 2 (ac) + H 2 (g) Reaccionan con las grasas formando jabones.

¿Cómo clasificarías estas disoluciones? Disolución BásicaDisolución Ácida

¿Para qué sirven los ácidos?  En repostería se usan mezclas de bicarbonato de sodio y ácido tartárico (ingrediente para gelatina, mermelada y bebidas gaseosas), produciendo CO 2(g), generando una presentación más esponjosa en las tartas, pasteles y tortas.

¿Para qué sirven las bases?  Muchos problemas de digestión se deben a un exceso de HCl en el estómago. En las farmacias se venden preparados que pueden neutralizar este ácido como NaHCO 3 (bicarbonato de sodio).  El caso de la leche de magnesia (Mg(OH) 2 ) donde su uso más común es como antiácido, pero también se usa como ayuda a calmar el ardor causado por irritación de la piel (quemaduras, alergias, etc.).

TEORÍAS ÁCIDO BASE 1. TEORÍA DE ARRHENIUS (1887)  Postuló la “teoría de la disociación electrolítica” la cual planteaba que existen sustancias que mantienen sus propiedades químicas y conductividad eléctrica en disolución acuosa.

TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA ÁCIDOSBASES Sustancias que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (H + ), también llamados protones (H + ). Sustancias que en disolución acuosa produce iones hidroxilo (OH - ). Ecuación general: HA (ac)  H + (ac) + A - (ac) Ecuación general: M(OH) n (ac)  M n+ (ac) + n OH - (ac) Ejemplo: disociación del ácido clorhídrico: HCl (ac)  H + (ac) + Cl - (ac) Ejemplo: disociación del hidróxido de sodio: NaOH (ac)  Na + (ac) + OH - (ac)

Ejercicios:  Disocie las siguientes sustancias y clasifíquelas como ácido o base de Arrhenius: a) HCl b) KOH c) HF d) HNO 3 e) Mg(OH) 2 f) Al(OH) 3 ¡¡¡ A TRABAJAR !!!

¿Cuáles fueron las complicaciones de Arrhenius?  No puede explicar el comportamiento de algunas bases que no tienen el ion hidroxilo (OH - ) como NH 3, Na 2 SO 4 ni de ciertos iones como el ion bicarbonato (HCO 3 - )  Solamente se pueden aplicar a disoluciones acuosas y omite las reacciones que se producen en fase gaseosa.  Así debe nacer una nueva teoría…

2. TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY (1923)  En 1923, Bronsted y Lowry definieron a los ácidos y las bases sobre la transferencia de iones hidrógeno (H + )  Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón.  Una base de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede aceptar un protón. Esta definición también incluye a todos los ácidos y bases de Arrhenius.  Unos de los principios mas importantes de la definición de Bronsted-Lowry es el concepto de ácidos y bases conjugados.

ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS  Ejemplos de pares conjugados de ácido-base: H 2 SO 4 + H 2 O HSO H 3 O + H 2 O + NH 3 OH - + NH 4 + Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil. Para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

Sustancias anfóteras  Hay compuestos capaces de comportarse como ácidos o bases, dependiendo de las sustancias que reaccionen.  Algunos ejemplos son H 2 O, HSO 3 -, HS -, HCO 3 -.

Ejercicios:  En las siguientes disociaciones indique el ácido, la base, el ácido conjugado y la base conjugada: a) HF + H 2 O F - + H 3 O + b) NH OH - NH 3 + H 2 O c) CN - + ______ HCN + H 2 O

3. TEORÍA DE LEWIS (1923)  Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió a los ácidos y bases como especies que pueden ceder o acepar electrones.  Un ácido es una sustancia que puede aceptar y compartir un par de electrones para formar un enlace covalente dativo.  Una base es aquella que puede donar y compartir ese par de electrones para formar un enlace covalente dativo.

 ÁCIDO DE LEWIS  Los ácidos de Lewis son sustancias que aceptan un par de electrones ya que deben cumplir con su octeto.

 BASE DE LEWIS  Las bases de Lewis son sustancias que ceden un par de electrones porque sus electrones están libres para ser compartidos.

NEUTRALIZACIÓN  Se llama neutralización a la reacción entre sustancias ácidas y básicas.  Estas reacciones dan como resultado una sal y agua.  Son reacciones exotérmicas donde se libera calor y aumenta la temperatura del sistema.  Se representa por la siguiente ecuación:

Ejemplos:

EJERCICIOS:  Realice las siguientes neutralizaciones indicando el ácido, la base, y la sal. a) 2HI + Mg(OH) 2 b) 2HCl + Ca(OH) 2 c) H 2 SO 4 + 2NaOH

EJERCICIOS:  Realizar los ejercicios de la página 161 de tu libro de Química. ¡¡¡ A TRABAJAR !!!

ASPECTOS ArrheniusBronsted-LowryLewis Características del ácido Cede H + en disolución acuosa Dona o libera electrones Capta electrones Características de la base Cede OH - en disolución acuosa Acepta o capta electrones Libera electrones Ecuación global ácido HA H + + A - HX + H 2 O X - + H 3 O + A +: B → A B. Ecuación global base BOH B + + OH-X + H 2 O HX + OH - A +: B → A B LimitaciónNo explica comportamiento de bases como NH 3 No explica comportamiento de especies como BF 3 Teoría general EjemploNaOH (ac) Na + + OH - NH 3(ac) + H 2 O (l) NH 4 + (ac) + OH - (ac)

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA  El agua tiene carácter anfótero, es decir, actúa como ácido o como base.  En presencia de un ácido actúa como base mientras que estando junto a una base actúa como ácido.  La autoionización es una reacción en la que existe una transferencia de protones entre moléculas de la misma clase.

 La autoionización del agua se produce de la siguiente manera: Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA  La autoionización es un proceso reversible en el cual se puede escribir la expresión de la constante de equilibrio:  El agua se autoioniza en una pequeña cantidad produciendo los iones hidronio [H 3 O + ] e hidroxilo [OH - ] formando las siguientes ecuaciones:

 Cuando se habla de la autoionización del agua se cambia la expresión Kc por Kw llamada constante del producto iónico del agua.  Como referencia las concentraciones [H + ] y [OH - ] son iguales (ya sea para el agua y otras disoluciones acuosas) y tienen un valor de 1x10 -7 M  Por lo tanto Kw tiene el valor de 1x M [H + ] = [OH - ] = 1x10 -7 M Kw= [H + ] x [OH - ] Kw= (1x10 -7 ) x (1x10 -7 ) = 1x10 -14

 Cuando una disolución acuosa posee una mayor concentración de iones H + que de iones OH -, se dice que es ácida.  Cuando una disolución acuosa posee una menor concentración de iones H + que de iones OH -, se dice que es básica.  Cuando una disolución acuosa posee igual concentración de iones H + e iones OH -, se dice que es neutra.

Ejemplo:  Calcular la concentración de iones OH - de una disolución acuosa que presenta una concentración de iones H + igual a 1,1x10 -4

Ejercicios: 1.La concentración de iones OH - en una disolución limpiadora es de 0,0025 M ¿Cuál es la concentración de iones H + ? 2.¿Cuál es la concentración de iones H + si la concentración de iones OH - es de 5x10 -6 ? ¿Cómo clasificarías a esta disolución?

Concepto de pH  En 1909 el científico Soren Sorensen definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones H + expresado en mol/L.  La acidez o basicidad de una disolución está determinada por su valor de pH, en el cual se desarrolla de la siguiente manera. pH= - log [H + ]

 Por lo tanto:  Toda sustancia con pH inferior a 7 es ácida.  Toda sustancia con pH superior a 7 es básica.  Toda sustancia con pH igual a 7 es neutra. La escala pH va desde 0 a 14. Un pH de 7 significa que existe equilibrio entre acidez y alcalinidad y es considerado neutro.

Ejercicios: 1.Calcule el pH de una disolución si la concentración de iones H + es 7,8x10 -5 ¿Cómo clasificarías a esta disolución? 2.Cuál es la concentración de iones H + de una disolución con un pH de 10,6?

¿Cómo funciona el pH en nuestro cuerpo?  El sistema que regula el pH en nuestro organismo intenta mantener el pH en 7,4 y 7,5 (ligeramente alcalino) que es el valor ideal.  Si este índice está por encima de 7,8 (excesivamente alcalino) o por debajo de 7 (ácido) existe riesgo para la salud.

Concepto de pOH  El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo (OH - ) y se expresa de la siguiente manera:  A partir de las expresiones de pH y pOH se obtiene que: pOH= - log [OH - ] pH + pOH = 14

Ejemplo: 1.Calcule el pH y el pOH de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) con una concentración de iones [OH - ] igual a 3,98x10 -3 mol/L

Ejercicios: 1.Calcular el pH de una disolución cuya [OH - ] = 1,5x Calcular la concentración de iones [OH - ] para una disolución de pH=13

Escala de pH y pOH  Soren Sorensen planteó una escala de pH relacionando las concentraciones de [H + ] y [OH - ]. Posee una escala logarítmica variando en una unidad por cada potencia de 10.  Según la tabla se concluye que al aumentar la concentración de iones [H + ] el pH disminuye y viceversa.

 Para la escala de pOH la relación es inversa, es decir, al aumentar la concentración de iones [H + ] disminuye la cantidad de iones [OH - ] y el pOH aumenta.

Fuerza relativa de ácidos y bases  El conceptos de ácidos y bases fuertes hace referencia al grado de disociación de estas especies en una disolución ácida.  Mientras mas desplazado esté el equilibrio hacia la formación de iones, mayor será la capacidad del acido para donar su protón.

Ácidos fuertes y débiles 1. Ácidos fuertes:  Son electrolitos que en disolución acuosa se disocian completamente o desde el punto de vista de Bronsted-Lowry, son aquellos de ceder completamente [H + ].  Su pH se puede calcular mediante la fórmula: pH= -log [H + ]

2. Ácidos débiles:  Son electrolitos que en disolución acuosa no se disocian completamente en disolución acuosa y tienden a formar equilibrio entre los reactivos y productos.  El grado de disociación depende de la constante de equilibrio o constante de acidez (k a ).  Así tenemos el siguiente ejemplo:

Ejercicio: 1.Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de CH 3 COOH sabiendo que Ka (25ºC) = 1,8x10 –5 M

Bases fuertes y débiles 1. Bases fuertes:  Son electrolitos que en disolución acuosa se disocian completamente liberando iones [OH - ].  Su equilibrio está desplazado hacia la formación de iones y se representa como una reacción irreversible:  Su pOH se puede calcular mediante la fórmula: pOH= -log [OH - ]

2. Bases débiles:  Son electrolitos que en disolución acuosa no se disocian completamente en disolución acuosa.  El grado de disociación depende de la constante de equilibrio o constante de basicidad (k b ).

Ejemplo: 1.Calcular el pH de una disolución 0,025 M de amoniaco (NH 3 ) considerando que kb = 1,8x10 -5

Ejercicio: 1.Calcular el pH de una disolución 0,010 M de metilamina (NH 2 CH 3 ) considerando que kb = 4,4x10 -4

LLUVIA ÁCIDA  La lluvia ácida es una forma de contaminación ácida, que hace referencia a la caída (deposición) de ácidos presentes en la atmósfera a través de la lluvia, niebla y nieve.  Los principales precursores de los ácidos, son los óxidos de azufre (SO x ) y los óxidos de nitrógeno (NO x ), que son emitidos por las termoeléctricas, los motores de combustión interna de coches y aviones.

 La lluvia es ligeramente ácida y se produce en lugares sin contaminación con un valor de pH de entre 5 y 6.  Cuando el aire se contamina con los óxidos de nitrógeno y azufre el pH puede aumentar a un valor de 3, provocando la acidez de ríos y lagos.