Ácido-Base III Unidad

Contenidos 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 1.- Características de ácidos y basees 2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base. 1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones. 2.2. Teoría de Brönsted-Lowry. 3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH. 4.-  Fuerza de ácidos y bases. 4.1. Ácidos y bases conjugadas.

¿Qué son los ácidos y las bases? Las sustancias, en función de sus características han sido clasificadas de multitud de formas, pero sin duda la más importante es la que tiene en cuenta la naturaleza ácida o básica de las mismas. Así, de forma genérica dividimos las especies en ácidas, básicas o neutras. El grado de acidez de sus disoluciones da lugar a un campo fascinante de la química,...el equilibrio ácido-base.

Ácidos y bases Los jugos digestivos, del ser humano contienen aproximadamente 0.10 moles de HCl por litro. El líquido acumulador de los automóviles contienen aproximadamente 40% de H2SO4 en masa.

Características ÁCIDOS: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

Ejemplo de ácidos El ácido acético, presente en el vinagre. El ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo). El ácido málico, presente en las manzanas.

Ejemplos El ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico. El ácido sulfúrico, que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.

Ejemplo de bases Sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio). El hidróxido de sodio, se emplea para fabricar jabones, papel y muchos otros productos.

Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

Teoría de Brönsted-Lowry. ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”. BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”.

Concepto de pH

Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2

Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Cerveza Agua destilada Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

pH de varias sustancias Bicarbonato sódico Lago Ontario Orina humana Saliva, pH 5,7-7,1 ALCALINO ÁCIDO Lechada de magnesia Amoniaco Lejía Agua de mar Sangre humana Zumo de tomate Zumo de limón Manzanas pH medio del agua de lluvia Toronto, febrero 1979 Leche Agua de lluvia teóricamente “pura”, pH 5,6 pH NEUTRO pH letal para la mayoría de los peces, pH 4,5-5,0 Vinagre La lluvia más ácida registrada en USA Ácido de una batería

Indique si cada una de las siguientes sustancias es ácida, neutra o básica: Jugos gástricos pH =1-2 Bicarbonato pH= 8.4 Jabón Normal pH= 10-11 Cerveza pH = 4 – 4.5 Sangre pH = 7.5 Aspirina pH=3.5 Saliva pH= 5.7

Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.

Algunos indicadores de pH Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo 4-6 Tornasol 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

Valoraciones ácido-base Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

Gráfica de valoración de vinagre con NaOH 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH Zona de viraje fenolftaleína