REACCIONES ACIDO- BASE

Ácidos: Son sustancias de sabor agrio. Reaccionan con los metales liberando H2. Cambian el color de los indicadores que se utilizan para reconocerlos. Algunos son corrosivos Ej: H2SO4, HCl. Reaccionan con las bases neutralizándose.

Bases: - Son sustancias químicas opuestas a las ácidos. Poseen sabor amargo. Son resbaladizas al tacto Cambian el color de los indicadores. Algunas son corrosivas Ej:NaOH Reaccionan con los ácidos neutralizándose.

Indicadores: Son sustancias químicas que cambian de color según la acidez o basicidad de las sustancias con que toman contacto. Ej : - Fenolftaleína: reconoce sustancias básicas. Papel pH reconoce ácidos y bases Azul de timol, anaranjado de metilo, violeta de metilo, azul de bromofenol.

1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1.- Arrhenius (1883) Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+ Ej. HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) HX H+ (aq) + X- (aq) Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH- Ej. NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq) MOH M + (aq) + OH- (aq)

Tercer premio Nobel de Química “En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química [http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html] Svante August Arrhenius (1859-1927) Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

HCl (ac) H+ + Cl-

Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) 1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) ácido base Transferencia protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)

Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) Thomas Martin Lowry (1874-1936)

Acido base según Brönsted y Lowry

Actividad Identifica los ácidos y bases y sus conjugados de las siguientes ecuaciones

Neutralización Se produce cuando reacciona un ácido con una base, formando nuevas sustancias. Se forma sal y agua HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido + Base Sal + agua

Ácido fuerte Ácido débil 15.4 Antes de la Ionización En el equilibrio

Concepto y escala de pH pH = - log a H3O+ = - log H3O+ pOH = - log OH– Según la IUPAC: “ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón” Sörensen (1929) pH = - log a H3O+ = - log H3O+ pOH = - log OH– H3O+ = 10 - pH OH– = 10 -pOH pH + pOH = pKW Escala de pH Escala de 14 unidades a 25 ºC pH disolución 1,00 M en H3O+ pH disolución 1,00 M en OH- ÁCIDO NEUTRO BÁSICO 7

Escala de pH

Cálculo de pH para ácidos y bases fuertes

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3? HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación . Inicial 0.002 M 0.0 M 0.0 M HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) Final 0.0 M 0.002 M 0.002 M pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7 ¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2? Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación. Inicial 0.018 M 0.0 M 0.0 M Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac) Final 0.0 M 0.018 M 0.036 M pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56 15.4

Cálculo de pH para ácidos y bases débiles

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya Ka es 5.7 x 10-4? HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) Inicial(M) 0.122 0.00 0.00 Cambio(M) -x +x +x Equilibrio(M) 0.122 - x x x Ka = x2 0.122 - x = 5.7 x 10-4 Ka << 1 0.122 – x  0.122 Ka  x2 0.122 = 5.7 x 10-4 x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M 0.0083 M 0.122 M x 100% = 6.8% Más que 5% Aproximación no válida 15.5

Ka = x2 0.122 - x = 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0 -b ± b2 – 4ac  2a x = ax2 + bx + c =0 x = 0.0081 x = - 0.0081 HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) Inicial(M) Cambio(M) Equilibrio(M) 0.122 0.00 -x +x 0.122 - x x [H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09 15.5