ACIDOS Y BASES

En 1680 Robert Boyle notó que los ácidos disolvían muchas sustancias, cambiaban el color de algunos pigmentos naturales y perdían sus propiedades características cuando se mezclaban con bases. En 1814 J. Gay-Lussac concluyó que los ácidos neutralizaban a las bases y que los dos tipos de sustancias deberían definirse en términos de sus reacciones entre sí.

TEORIA DE ARRHENIUS ACIDO: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones H+. H2O+ HCl H3O+ + Cl- BASE: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones OH-. NH3+ H2O NH4+ + OH-

TEORIA DE BRONSTED LOWRY ÁCIDO: Toda sustancia que es capaz de ceder iones H+ BASE: Toda sustancia capaz de aceptar iones H+ HCl + NH3 Cl- + NH4+ Acido1 base 2 base1 ácido 2 Según esta teoría, no es mas que una competencia entre ácidos y bases por el H+

Lewis presentó una teoría ácido base más completa: Un ácido es cualquier especie que puede aceptar compartir un par de electrones. Una base es cualquier especie que puede donar un par de electrones. Dado que muchas reacciones químicas importantes ocurren en disolución acuosa, o en contacto con el agua, usaremos la teoría de Brønsted y Lowry debido a que resulta especialmente útil.

La disociación de un ácido en agua no es mas que un caso particular en que el ácido y el agua (base) compiten por el H+ del ácido. La disociación de una base en agua no es mas que un caso particular en que la base y el agua (ácido) compiten por el H+ del ácido. HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac) Acido1 base2 base1 acido2 NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH (ac) Base1 ácido2 ácido1 base2

COMPORTAMIENTO ÁCIDO - BASE DEL AGUA Vemos que el agua se puede comportar como: Ácido: cediendo H+ a bases. Base: aceptando H+ de ácidos. Decimos que el agua tiene comportamiento ANFÓTERO

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES Debido a que las reacciones ácido-base se manifiestan por transferencias de H+ tenemos que son: Ácidos fuertes: cuando tienen una gran tendencia a liberar H+. Ácidos débiles: cuando tienen una tendencia débil a ceder los H+. Bases fuertes: cuando tienen una fuerte tendencia para arrancar H+ ( aceptarlos). Bases débiles: cuando tienen una débil tendencia para arrancar los H+ (aceptarlos).

Ácidos fuertes HCl HI HBr H2SO4 HClO4 HNO3

Bases fuertes NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 KOH Sr(OH)2 LiOH

Constante de equilibrio ácida Para la disociación de un ácido débil, tenemos: La constante de disociación de la reacción es: Ka = [ A-][H3O+] [HA] Si el ácido es fuerte: Ka>>1 Si el ácido es débil: Ka<1 Constante de equilibrio ácida HA + H2O  H3O+ + A-

Constante de equilibrio básica Para una base débil se puede llegar a la misma conclusión: Kb = [ OH-][BH+] [B] Si la base es fuerte: Kb>>1 Si la base es débil: Kb<1 B + H2O  BH+ + OH-

Autoionización del agua El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones. La autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción: H2O H++ OH- 2 H2O H3O+ + OH-

La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como: Entonces: Asi:

pH y otras funciones logarítmicas Dado que la mayoría de las concentraciones de especies en solución acuosa son potencias negativas de 10, se define el operador matemático: “p = - log”

pC = - log C pH = - log [H+] pKa = - log Ka = 5 Para una especie de concentración C: En el caso de la especie H+: El operador “p” también puede aplicarse a constantes de equilibrio: Para un ácido de Ka = 1 x 10-5: pC = - log C pH = - log [H+] pKa = - log Ka = 5

Indica la [ H+ ] en la solución. pH Indica la [ H+ ] en la solución. Mientras mas fuerte sea el ácido, mayor será la [H+] Se define el pH de una solución como: pH = - log [H+] = log 1/[H+]

Kw = [H+] [OH-] = 1x 10-14 Si aplicamos - log: - log Kw = - log [H+] [OH-] = - log 1x 10-14 pKw = - log [H+] – log [OH-] = 14 pKw = pH + pOH = 14

Definición de pOH Definimos pOH como: pOH = - log [OH-] = log 1/[OH-]

ESCALA DE pH

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. H+ + OH- H2O Ácido + base sal + agua HCl + OH- ClNa + H2O Acido base sal agua

BUFFERS O SOLUCIONES TAMPONES Son soluciones que mantienen prácticamente constantes los valores de pH con pequeños agregados de ácidos o bases, ya que contienen tanto especies ácidas que neutralizan los OH y especies básicas que neutralizan los H+ Formadas por un ácido o una base débil y su par conjugado (sal). Ej: ácido acético/acetato de sodio amoniaco/cloruro de amonio

Soluciones amortiguadoras ó reguladoras 1. Sistema Ácido - Sal: Constituido por un ácido débil y una sal de ese ácido (una base fuerte). Ejemplo: HAc / NaAc; HCN / NaCN. 2. Sistema Base - Sal: constituido por una base débil y una sal de esa base (un ácido fuerte). Ej.: NH3 / NH4Cl.

HA (ac) A- (ac) + H+ (ac) Ácido Base conjugada protón Ka = [H+] [A-] - log [H+] = - log Ka – log [HA] [A-] pH = pKa + log [A-] [HA]

pH = pK + log [base conjugada] [Acido] [Ac-] pH = pK + log [AH] Para el HAc/NaAc Para el NH4+/NH3 [NH3] pH = pK + log [NH4+] Para el H2PO4-/ HPO42- [HPO42-] pH = pK + log [H2PO4-]

CAPACIDAD AMORTIGUADORA Es la cantidad de acido o base que el amortiguador puede aceptar antes que el pH comience a cambiar en un grado apreciable. Depende de las cantidades relativas de acido y base que constituyen al amortiguador o buffer

HA (ac) A- (ac) + H+ (ac) Ácido Base conjugada protón pH = pKa + log Si agrego OH, reaccionaran con el componente ácido del buffer (HA), para dar H2O y A- (componente básico) Si agrego H+, reaccionaran con el componente básico del buffer (A-), para dar H2O y HA (componente ácido)

Efecto de ion común

Principales soluciones reguladoras del organismo Sistema carbonato/ bicarbonato: Na2CO3 / NaCO3- Sistema fosfatos: Na2HPO4 / NaH2PO4 Sistema de las proteínas

ION DIPOLAR O ZWITTERION: todos los aminoácidos en solución acuosa se encuentran como “ión dipolar"