TEMA 8: ÁCIDOS Y BASES QUÍMICA IB. ÁCIDOS Y BASES  Introducción histórica  Teoría de Arrhenius  Teoría de Brosted-Lowry  Reacciones de ácidos con.

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1 TEMA 8: ÁCIDOS Y BASES QUÍMICA IB

2 ÁCIDOS Y BASES  Introducción histórica  Teoría de Arrhenius  Teoría de Brosted-Lowry  Reacciones de ácidos con metales, bases y carbonatos  Fuerza relativa de ácidos y bases  Determinación experimental de la fortaleza de ácidos y bases  Producto iónico del agua  Concepto de pH  Volumetrías de neutralización  Indicadores ácido-base

3 Introducción histórica  Los ácidos y las bases son sustancias familiares en nuestra vida cotidiana y juegan un importante papel en la química.

4 Introducción histórica  Algunas de sus aplicaciones son conocidas desde la antigüedad, los ácidos se utilizaban en diversos procesos metalúrgicos y las bases eran de uso corriente en el curtido de pieles, limpieza, etc.  Desde hace mucho tiempo se sabía que los ácidos y bases presentaban comportamientos opuestos, unos neutralizaban las propiedades de los otros.  La palabra “ácido” deriva del latín “acidus”, que significa amargo y se asociaba a un sabor amargo (vinagre, limón, leche agria).  Las bases solubles en agua se denominaron álcalis, palabra derivada del árabe al-qaly, que significa cenizas calcinadas. Fueron los árabes los que desarrollaron el método para preparar “lejía de madera” (mezcla de sosa y potasa) a partir de la ceniza de la madera, mediante un sistema de lixiviado.

5 Introducción histórica  En el siglo XVII Robert Boyle establecía un primer modelo de los ácidos y las bases a partir de algunas de sus propiedades macroscópicas:  Ácidos, se caracterizan por:  Tienen sabor ácido  Enrojecen el papel de tornasol  Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases  Algunos ácidos reaccionan con la mayoría de los metales produciéndoles corrosión  Bases, se caracterizan por:  Tienen sabor amargo, como la lejía  En disolución acuosa presentan un tacto jabonoso  Ponen azul el papel de tornasol  Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos

6 Teoría de Arrhenius  Arrhenius (1859-1927) recibió el premio Nobel de Química en 1903 por su trabajo en el campo de los ácidos y las bases.  Según la teoría de Arrhenius para ácidos y bases, utilizando la nomenclatura actual:  Ácido: es toda especie química que en disolución acuosa presenta un equilibrio de disociación en el que se obtienen protones HA ↔ A - + H +  Base: es toda especie química que en disolución acuosa presenta un equilibrio de disociación en el que se obtienen aniones hidróxido BOH ↔ B + + OH -  En algunos ácidos y bases, en disolución acuosa, este equilibrio está completamente desplazado a la derecha

7 Teoría de Arrhenius  La teoría de Arrhenius permitió interpretar correctamente el comportamiento de la mayoría de los ácidos y las bases en disolución acuosa, su fortaleza, la hidrólisis de determinadas sales, etc. No obstante, esta teoría presentaba algunas limitaciones:  Estaba restringida a disoluciones acuosas  No explicaba el comportamiento básico de algunas sustancias como el amoníaco o los carbonatos  No explicaba el comportamiento ácido o básico de muchos óxidos

8 Teoría de Bronsted-Lowry  En la teoría de Bronsted-Lowry, los ácidos y las bases nunca actúan de forma aislada sino en reacciones ácido-base.  Según esta teoría:  Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones  Base es toda sustancia capaz de captar protones  Esta teoría es aplicable a cualquier tipo de disolvente.  Los protones en disolución acuosa se hidratan dando lugar al ión oxonio (H 3 O + )

9 Teoría de Bronsted-Lowry  En la teoría de Bronsted-Lowry, no se puede estudiar un ácido o una base aislados, sino siempre interactuando. Este proceso puede representarse como: ácido (I) + base (II) ↔ base conjugada de (I) + ácido conjugado de (II)  La sustancia que completa la reacción ácido-base es, en muchas ocasiones, el propio disolvente: HCl + H 2 O → Cl - + H 3 O + (1) NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH - (2)  En las reacciones anteriores el agua se comporta como base (1) o como ácido (2), a las sustancias que presentan esta propiedad se las denomina anfóteras.

10 Reacciones de ácidos con metales, bases y carbonatos  Muchos ácidos reaccionan con metales, óxidos metálicos, hidróxidos, hidrogenocarbonatos y carbonatos.  El resultado de todas estas reacciones es una sal.  Los metales que se encuentran por encima del hidrógeno en la escala de actividad, reaccionan con ácidos formando una sal e hidrógeno: 2 HCl (aq) + Zn (s) → ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) H 2 SO 4 (aq) + Fe (s) → FeSO 4 (aq) + H 2 (g) 2 CH 3 COOH (aq) + 2 Na (s) → 2 CH 3 COONa (aq) + H 2 (g) Estas reacciones producen hidrógeno gas a diferente velocidad según la reactividad del metal y la fuerza y concentración del ácido.

11 Reacciones de ácidos con metales, bases y carbonatos  La variación de entalpía estándar de neutralización es el cambio de energía asociado con la formación de 1 mol de agua a partir de la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte en condiciones estándar. Esta variación de entalpía es siempre negativa ya que la reacción de neutralización es exotérmica. H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l)  La sal producida en la reacción de neutralización está compuesta por un catión procedente de la base y un anión procedente del ácido: ácido + base → sal + agua 2 HCl (aq) + Ca(OH) 2 (aq) → CaCl 2 (aq) + 2 H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) + CaO (s) → CaSO 4 ( s) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + NH 4 OH (aq) → CH 3 COO NH 4 (aq) + H 2 O (l)

12 Reacciones de ácidos con metales, bases y carbonatos  El óxido de calcio no reacciona directamente con soluciones ácidas. Esta base se disuelve en agua para dar una solución alcalina de hidróxido de calcio, que neutraliza al ácido. El hidróxido de calcio es ligeramente soluble en agua, otras bases como el hidróxido de hierro (II) o el de aluminio son insolubles en agua.  Los carbonatos metálicos y los hidrógeno carbonatos reaccionan con ácidos para producir dióxido de carbono y agua: 2 HCl (aq) + Na 2 CO 3 (s) → 2NaCl (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l) HCl (aq) + NaHCO 3 (s) → NaCl (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l)

13 Fuerza relativa de ácidos y bases  La fortaleza de un ácido o una base depende de su grado de disociación o ionización en agua. El grado de disociación y el grado de ionización son numéricamente iguales.  Un ácido fuerte se considera totalmente disociado en agua.  Son ejemplos de ácidos fuertes el ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorhídrico: H 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + HSO 4 - (aq) HNO 3 (aq) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + NO 3 - (aq) HCl (aq) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + Cl - (aq)  La base conjugada de un ácido fuerte es una base muy débil.

14 Fuerza relativa de ácidos y bases  Un ácido débil es aquel que sólo se ioniza parcialmente en agua: HA + H 2 O ↔ A - + H 3 O +  La mayoría de los ácidos no completan la ionización en agua por lo que, al alcanzarse el equilibrio, coexisten en el disolvente las especies reaccionantes con los productos de la ionización.  De acuerdo con la ley de acción de masas la constante de equilibrio valdrá:  En las disoluciones acuosas diluidas casi todo es agua, por lo que la concentración del agua puede considerarse constante y englobarse en la constante de equilibrio. La nueva constante se denomina Ka:

15 Fuerza relativa de ácidos y bases  El valor de la constante ácida Ka nos dará una idea de la fortaleza del ácido, cuanto más pequeña más débil será el ácido. Para los ácidos fuertes totalmente disociados el valor de la constante se haría prácticamente infinito. Solo se asignan valores de Ka a los ácidos débiles. ÁcidoKa HClO 3 1.9 10 -1 H 2 SO 3 1.7 10 -2 HClO 2 1.1 10 -2 HF7.1 10 -4 CH 3 COOH1.8 10 -5 H 2 CO 3 3.0 10 -7 HClO1.1 10 -8

16 Fuerza relativa de ácidos y bases  En la teoría de Bronsted-Lowry el prototipo de base fuerte es el ión hidróxido que tiene mucha tendencia a capturar un protón: OH - + H + → H 2 O  Los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos se comportan como bases fuertes aunque no tienen tendencia a captar protones. Estas sustancias son electrolitos fuertes, por lo que al disolverse en agua se disocian totalmente dando lugar a iones OH - : NaOH ((aq) → Na + (aq) + OH - (aq) Ba(OH) 2 (aq) → Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq)  Los iones OH - liberados son bases fuertes y presentan gran tendencia a capturar protones, por eso se considera a dichos hidróxidos como bases fuertes.

17 Fuerza relativa de ácidos y bases  Análogamente a como sucede con los ácidos débiles, se considera que una base es débil cuando al encontrarse en disolución acuosa capta un protón según el siguiente equilibrio: B + H 2 O ↔ BH + + OH -  La constante de equilibrio para una base débil se denomina Kb:  Cuanto mayor es Kb más fuerte es una base.  Es importante no confundir la fortaleza o debilidad de un ácido o una base con que se encuentre más concentrado o diluido.

18 Determinación experimental de la fortaleza de ácidos y bases  Conductividad:  Todos los ácidos y bases se disocian en agua originando iones.  La conductividad en una disolución acuosa depende de la concentración de los iones presentes.  Los ácidos y bases fuertes presentarán conductividades mayores que los débiles.  Entalpías de neutralización:  La entalpía de neutralización para la reacción entre un ácido fuerte y una base débil es ligeramente menos exotérmica que para la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte.  Cuanto más débil es el ácido, la reacción de disociación se hace más endotérmica y, por lo tanto, menor será la variación de entalpía de neutralización.

19 Determinación experimental de la fortaleza de ácidos y bases  HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl + H 2 O (l) ∆H 0 neutralización = -57.1 kJmol-1  HCl (aq) + NH 3 (aq) ↔ NH 4 Cl (aq) ∆H 0 neutralización = -53.4 kJmol-1  CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) → CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) ∆H 0 neutralización = -56.1 kJmol-1  CH 3 COOH (aq) + NH 3 (aq) ↔ CH 3 COO NH 4 (aq) ∆H 0 neutralización = -50.4 kJmol-1

20 Producto iónico del agua  El agua pura es un electrolito muy débil, esto supone que el agua debe estar disociada ligeramente en su iones OH - y H 3 O +  En el agua pura tiene lugar el siguiente equilibrio ácido-base: H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - ácido I base II base conjugada I ácido conjugado II La constante Ka para la disociación del ácido I será:  A 25 ºC la constante anterior tiene un valor de 1.8 10 -16, agrupando la [H 2 O] = cte ~55.5 mol l -1, obtendremos: Kw = Ka [H 2 O] = 1.8 10 -16 55.5 = 1.0 10 -14

21 Producto iónico del agua  Se denomina producto iónico de agua y se representa por Kw, al producto de la concentración de iones oxonio, H 3 O +, por la concentración de iones hidróxido, OH - : Kw = [ H 3 O + ][ OH - ]  Como cualquier constante de equilibrio su valor varía con la temperatura, a 25 0 C el producto iónico del agua vale 1.0 10 -14 T (ºC)Kw 01.14 10 -15 102.93 10 -15 206.81 10 -15 251.01 10 -14 505.48 10 -14 1005.13 10 -13

22 Producto iónico del agua  Disoluciones ácidas, básicas y neutras: En las disoluciones ácidas la concentración de iones oxonio aumenta debido a que el ácido libera protones, análogamente en las disoluciones básicas dicha concentración disminuye ya que las bases captan protones.  Disoluciones ácidas: [ H 3 O + ]> 10 -7 molL -1  Disoluciones neutras: [ H 3 O + ]= 10 -7 molL -1  Disoluciones básicas: [ H 3 O + ]< 10 -7 molL -1

23 Producto iónico del agua  Relación entre Ka y Kb: la constante de disociación de un ácido y la de su base conjugada siempre están relacionadas por la expresión: Kw = Ka Kb = 1.0 10 -14  Si consideramos un ácido: HA + H 2 O ↔ A - + H 3 O +  Su base conjugada, en presencia de agua, captará un protón: A - + H 2 O ↔ HA + OH -  Si multiplicamos las dos constantes:Ka Kb = Kw = [ H 3 O + ][ OH - ] = 1.0 10 -14

24 Concepto de pH  Se define pH como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones oxonio: pH = - log [ H 3 O + ]  El concepto de pH permite distinguir muy fácilmente entre las disoluciones ácidas, básicas y neutras: disoluciones ácidas: pH < 7 disoluciones neutra: pH = 7 disoluciones básica: pH > 7  Por analogía se define el pOH = - log [ OH - ]  Se comprueba fácilmente que: pH + POH = 14 a 25 ºC

25 Concepto de pH  Medida del pH: los procedimientos más habituales para determinar el pH de una disolución son en la actualidad el papel pH y el pHmetro.

26 Volumetrías de neutralización  La volumetría es una técnica analítica basada en la medida de volúmenes.  Volumetrías de neutralización: se denominan así aquellas volumetrías que utilizan las reacciones de neutralización ácido-base para determinar la concentración de un ácido o una base de concentración desconocida. El proceso global se denomina volumetría o titulación.

27 Volumetrías de neutralización  Para determinar el punto de equivalencia (cuando se produce la neutralización) se utiliza un indicador o un PHmetro. En ese instante se cumple: V ácido M ácido nºH + cedidos = V base M base nº H + captados

28 Indicadores ácido-base  Los indicadores son sustancias que cambian de color según el valor de pH  Son de enorme utilidad para detectar el punto de equivalencia en una titulación  Suelen se ácidos o bases orgánicas débiles que tienen colores marcadamente diferentes en sus formas molecular o ionizada. La presencia de una u otra forma en la disolución depende del pH  Para un indicador ácido orgánico débil: H-In + H 2 O ↔ H 3 O + + In - forma molecular del ácido forma ionizada del ácido Si al equilibrio anterior se le añade un ácido la [ H 3 O + ] aumentará, el equilibrio se desplazará a la izquierda predominando la forma molecular del indicador

29 Indicadores ácido-base  En términos generales se pueden considerar las siguientes relaciones para predecir el color del indicador: predomina la forma molecular predomina la forma iónica

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31 Bibliografía  BYLIKIN, S. et al. (2014) Chemistry. Great Britain: Oxford  POZAS, A. et al. (2016) Química. España: Mc Graw Hill