Unidad XI: ACIDOS Y BASES

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1 Unidad XI: ACIDOS Y BASES
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUÍMICA GENERAL Carreras: Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Licenciatura en Física, Profesorado en Física Unidad XI: ACIDOS Y BASES

2 TEORÍAS SOBRE ÁCIDOS Y BASES
TEORÍA DE ARRHENIUS Ácido: es una sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno, H+, del agua. Base: es una sustancia que cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones hidróxido, OH- , del agua. El HCl (g) es un ácido de Arrhenius según la siguiente reacción: HCl (g) +H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + Cl- (ac) Que en forma abreviada se puede escribir: El NH3 (g) es una base de Arrhenius porque en su reacción con el agua produce iones OH- (ac). NH3 (g) +H2O (ℓ)  NH4+ (ac) + OH- (ac) Los ácidos reaccionan con las bases formando agua y una sal. Esta reacción se denomina neutralización. La neutralización es la combinación de iones H+ con iones OH- para formar agua.

3 TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY
Ácido: es toda sustancia (molécula o ión) que contiene un átomo de hidrógeno ácido que puede transferirse como núcleo (un protón), a otra sustancia que actúa como una base (es dador de protones). Base: es cualquier sustancia que puede aceptar un protón (es aceptor de protones). El término protón se refiere al ion hidrógeno, H+. HCl (ac) +H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + Cl- (ac) Cuando el cloruro de hidrógeno se disuelve en agua, el átomo de hidrógeno forma un puente de hidrógeno con el átomo de oxígeno de una molécula de agua vecina, entonces su protón migra inmediatamente hacia la molécula de agua que en este caso actúa como una base. Una reacción en la cual un protón se transfiere de una especie a otra se denomina reacción de transferencia de protón, y se dice que la molécula de HCl se vuelve desprotonada

4 El HCl (ac) además de actuar como ácido de Arrhenius es un ácido de Bronsted porque dona un protón al agua; el H2O se comporta como base de Bronsted porque acepta un protón del HCl (ac). Un ácido no libera simplemente su protón ácido sino que lo transfiere a la base. El HCl se clasifica como ácido fuerte porque en el equilibrio, virtualmente todas las moléculas de HCl donaron sus protones al agua. La reacción de transferencia de protón se completa. El ion H3O+ se denomina ion hidronio. En la reacción HCN (ac) + H2O (ℓ)  CN – (ac) + H3O+ (ac) El equilibrio entre el HCN y su forma desprotonada, CN - , es dinámico. Solo una fracción de las moléculas de HCN dona sus protones, por eso el HCN se clasifica como ácido débil en agua. La reacción de transferencia de protón se escribe empleando la doble flecha de reacciones en equilibrio.

5 La definición de Bronsted incluye también la posibilidad de que un ion sea un ácido, lo que no estaba permitido en la definición de Arrhenius. En agua el ion hidrógenocarbonato puede actuar como un dador de protón débil: HCO3 – (ac) + H2O (ℓ)  H3O + (ac) + CO32- (ac) El concepto de Bronsted-Lowry hace énfasis en la transferencia de protones y es aplicable también a reacciones que no se llevan a cabo en soluciones acuosas, se aplican también a las especies en solventes no acuosos e incluso a reacciones en fase gaseosa La reacción entre HCl (ac) y NH3 (g) implica la transferencia de un H+ del ácido (HCl) a la base NH3. El NH3 es una base porque acepta un protón del HCl. El par no compartido de electrones del nitrógeno en el amoníaco es atraído por la carga positiva parcial del hidrógeno de la molécula polar de HCl.

6 En la reacción entre el H2O y NH3 (ac) se cumple:
NH3 (ac) + H2O (ℓ)  NH4+ (ac) + OH- (ac) La molécula de agua actúa como ácido de Bronsted-Lowry porque dona un protón a la molécula de NH3. La molécula de NH3 se comporta como base de B-L porque acepta un H+ de la molécula de agua. Solo una pequeña fracción de las moléculas de NH3 se convierte en NH4+. El NH3 es un ejemplo de base débil. La diferencia entre bases fuertes y débiles consiste en que una base fuerte está completamente protonada en solución y una base débil está solo parcialmente protonada en solución. Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base depende del solvente, una base fuerte en agua puede ser débil en otro solvente. Un ácido y una base siempre trabajan juntos para transferir un protón. Una sustancia puede actuar como ácido, solo si otra sustancia se comporta simultáneamente como una base.

7 Para ser un ácido de Bronsted-Lowry, una molécula o ión debe tener un átomo más electronegativo unido con un átomo de hidrogeno que pueda perderse como ion H+. Para ser una base de Bronsted-Lowry, una molécula o ión debe tener por lo menos un par de electrones de valencia no enlazante, que pueda utilizar para formar un enlace covalente con el ión H+ cedido por el ácido. Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo el H2O, es una base de Bronsted-Lowry en su reacción con HCl; y es un ácido de Bronsted-Lowry, en su reacción con el NH3. Las especies que como el agua pueden reaccionar ya sea como ácido (dador de protones) o como base (aceptor de protones) se llaman anfipróticas.

8 Pares conjugados ácido-base
En cualquier equilibrio ácido-base, tanto la reacción directa () como la reacción inversa () implican trasferencias de H+. Por ejemplo la reacción de un ácido binario HA con el H2O: HA (ac) + H2O (ℓ)  A- (ac) + H3O+ (ac) En la reacción directa, el ácido HA dona un H+ al H2O, por lo tanto HA es el ácido de Bronsted-Lowry y el H2O es la base de Bronsted-Lowry. En la reacción inversa, el ión H3O+ dona un H+ al ión A-. El H3O+ es el ácido y A- la base de Bronsted. Cuando un ácido y una base, como HA y A-, difieren solo en la presencia o ausencia de un H+, se los conoce como par conjugado ácido-base (conjugado significa, unidos entre si como un par). Son ejemplos de pares conjugados ácido-base: HF – F- ; HNO3 – NO3- ; H3O+ - H2O; H2O-OH- . En el par conjugado ácido- base el miembro ácido siempre tiene un hidrógeno adicional y su carga es una unidad más positiva que la del miembro básico.

9 Ácido → base conjugada Acepta H+
Los miembros de los pares conjugados ácido-base se marcan con el mismo subíndice. Por ejemplo: HF (ac) + H2O (l)  H3O F- ácido base ácido2 base 1 En una reacción ácido-base de Bronsted-Lowry las bases compiten para obtener un protón. En el equilibrio, la base más fuerte es la que adquiere más protones Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma al quitar un H+ al ácido. El OH- es la base conjugada del H2O y A- es la base conjugada de HA. Toda base tiene su ácido conjugado, formado por la adición de un H+ a la base; el H3O+ es el ácido conjugado del H2O y HA es el ácido conjugado de A-. Extracción de H+ Dona H+ Ácido → base conjugada Acepta H+ Base → ácido conjugado

10 NH3 (ac) + H2O (ℓ)  NH4+ (ac) +OH- (ac)
HNO2 (ac) + H2O (ℓ)  NO2- (ac) +H3O+ (ac) Ácido Base base conjugada ácido conjugado A B B A2 NH3 (ac) + H2O (ℓ)  NH4+ (ac) +OH- (ac) Base Ácido Ácido conj Base conj. B A A B2 Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y cuanto más fuerte es una base más débil es su ácido conjugado.

11 Ionización del H2O Por su naturaleza anfiprótica, el agua experimenta una reacción ácido – base de Bronsted-Lowry consigo misma para formar iones H3O+ (ion hidronio) y OH- (ion hidróxido). El H3O+ (H+ hidratado) se representa en forma abreviada como H+. El H2O se ioniza en un grado muy reducido en estos iones según la ecuación: 2 H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + OH- (ac) A esta reacción en la que una sustancia transfiere un protón a otra molécula de la misma clase, se la denomina autoprotólisis o autoionización Para describir las propiedades ácido-base del H2O, según el esquema de Bronsted, la autoionización se expresa mediante la siguiente ecuación química: H2O (ℓ) + H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + OH- (ac) A B A B1 Los pares conjugados son: H2O/ OH- H3O+/H2O

12 Producto iónico del H2O En solución acuosa, las moléculas de agua, los iones hidronio y los iones hidróxido, se encuentran siempre en equilibrio H2O (ℓ) + H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + OH- (ac) Como solo una pequeña fracción de las moléculas de agua esta ionizada, la [H2O] permanece constante y se excluye de las expresiones de equilibrio para soluciones acuosas. Siguiendo la costumbre de incluir las concentraciones constantes de sustancias puras en la constante de equilibrio, la expresión de la constante de equilibrio para la autoionización del agua, empleando el símbolo de [H+] para la concentración de ion hidronio, [H3O+], es: Esta constante se llama producto iónico del agua y debido a su importancia se le asigna el símbolo especial Kw = producto iónico del agua.

13 Este valor de Kw, será el que se empleará para los cálculos
Dado que Kw es una constante de equilibrio, el producto de las concentraciones de los iones H3O+ y OH- es siempre igual a Kw. La concentración de iones H3O+ puede aumentarse por el agregado de un ácido, pero la concentración de iones OH- responderá inmediatamente disminuyendo su valor para que Kw se mantenga constante. En el agua pura, a 25°C, las [H+] y [OH-] son iguales y se encuentra que [H+] = [OH-] = 1x10-7 M a 25°C Este valor de Kw, será el que se empleará para los cálculos El valor constante del producto iónico implica que, en cualquier solución acuosa diluida (a 25°C), el producto de las concentraciones de iones hidronio e hidróxido también es igual a 1 x Si la [H+] es mayor que 1x10-7, la [OH-] debe ser inferior a 1x10-7. Cuando la [H+] es menor que 1x10-7, la [OH-] debe ser mayor que 1x10-7 .

14 Las soluciones que tienen la misma concentración de iones hidrógeno que de iones hidróxido que el agua pura se llaman soluciones neutras Si [H+] = [OH-] la disolución acuosa es neutra. Si [H+] > [OH-] de el agua pura, la disolución será ácida. Si [H+] < [OH-] de el agua pura, la disolución será básica. El producto iónico del agua puede emplearse para calcular la [OH-] si se conoce la [H+] o viceversa. pH y pOH. Escala de pH Con frecuencia se emplea una escala logarítmica llamada escala de pH para expresar las concentraciones de ion hidronio de las soluciones acuosas. Cuando la [H+] en una solución acuosa es muy pequeña, por conveniencia se expresa la [H+] en términos de pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración de ion hidrógeno, [ H+], (en mol/ litro). El pH es una cantidad adimensional

15 Las disoluciones ácidas y básicas a 25°C pueden identificarse por sus valores de pH.
[H+] = M; pH = 7,00; la disolución acuosa es neutra [H+] > M; pH > 7,00; la disolución es ácida [H+] < M; pH < 7,00; la disolución es básica Si [H+] disminuye el pH aumenta. A medida que aumenta la concentración de H+ el pH disminuye. La concentración de iones OH- se expresa en función del pOH. El pOH se define como : Teniendo en cuenta la expresión de Kw: Aplicando – log a ambos lados:

16 También es posible calcular la concentración de ion hidrogeno, [H+], a partir del pH, teniendo en cuenta la definición logarítmica del pH. [H+] = 10-pH La escala de pH, abarca de 0 A 14 porque casi todas las soluciones comunes tienen valores de pH entre estos límites. En principio, sin embargo el pH de soluciones muy ácidas puede ser menor de cero y para soluciones muy básicas puede ser mayor que catorce. Por ejemplo, el pH de una disolución 2 M de HCl es -0,30.

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18 HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4.
Ionización de Ácidos y Bases fuertes La ecuación para la ionización del HCl es: HCl (ac) → H+(ac) + Cl- (ac) 1mol mol Se forma un mol de H+ a partir de un mol de HCl. En soluciones moderadamente diluidas (1.9 x 10-6 a 0,01 M) de ácidos fuertes que solo tienen un hidrógeno ionizable , la concentración molar de H+ ([H+] ) es igual a la concentración estequiométrica del ácido fuerte. Así, una solución 0,010 M de HCl, tiene una [H+]= 0,010 M Son siete los ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4.

19 Ácidos débiles Casi todos los ácidos son ácidos débiles, es decir, en solución acuosa se ionizan solo parcialmente. Podemos expresar el grado en el cual un ácido débil se ioniza, empleando la constante de equilibrio (Ka) de la reacción de ionización. La ecuación de la ionización de un ácido débil HA podemos escribir: HA (ac) + H2O (ℓ)  H3O+ (ac) + A- (ac); podemos reemplazar H3O+ por H+: HA (ac)  H+ (ac) + A- (ac) La constante de equilibrio para la ionización de este ácido débil es Ka: constante de disociación ácida o constante de ionización ácida para un ácido débil. Los valores de Ka para ácidos débiles comunes van desde 10-2 hasta 10-16, por tanto con frecuencia se emplean los valores de pKa en vez de los de Ka. Los valores de pKa y de Ka se convierten uno a otro del mismo modo que los de pH y H+] pKa = -log Ka

20 Bases débiles Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua. Estas sustancias reaccionan con el agua quitando protones al agua, para formar el ácido conjugado de la base más iones OH-. Bases débiles + H2O  ácido conjugado + OH- El amoníaco (NH3) es la única base débil molecular inorgánica soluble de importancia. :NH3 (ac) +H2O (ℓ)  NH4+ (ac) + OH- (ac) Las constantes de equilibrio para las reacciones de las bases débiles con agua se representan como Kb. Kb: constante de disociación básica o constante de ionización básica. El valor numérico de Kb para una base débil puede calcularse a partir de la ionización porcentual determinada por mediciones de conductividad del mismo modo que con Ka. Reacción de hidrólisis es la reacción de un anión con agua para producir el ácido conjugado del anión y el ion hidróxido, o la reacción de un catión con agua para producir la base conjugada del catión y el ion hidronio.

21 TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
Un ácido de Lewis es un aceptor de un par de electrones, es decir que puede unirse con un par electrónico para formar un enlace covalente. Una base de Lewis se define como un donador de un par de electrones, es decir, que puede formar un enlace covalente donando y compartiendo el par electrónico libre que posee. Cuando una base de Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis, ambos forman un enlace covalente coordinado en el cual ambos electrones provienen de uno de los átomos. Toda base de Bronsted-Lowry (aceptores de H+) es también una base de Lewis (donadores de pares de electrones). En la teoría de Lewis, una base puede donar sus electrones a una especie distinta del H+. Por lo que la definición de Lewis aumenta considerablemente el número de especies que se pueden considerar como ácidos o bases.

22 Un ácido de Bronsted es dador de un ácido de Lewis particular, el protón (H+). Del mismo modo, una base de Bronsted es una clase especial de base de Lewis, la cual puede utilizar un par solitario para formar un enlace covalente coordinado con un protón. Toda base de Lewis es también una base de Bronsted, sin embargo, todo ácido de Lewis no es necesariamente un ácido de Bronsted y un ácido de Lewis no necesita contener un átomo de hidrógeno. Un ácido de Lewis debe tener un orbital de valencia vacío para recibir el par de electrones. Por ejemplo, un ácido de Lewis representativo es el trifluoruro de boro, BF3 Una base de Lewis debe tener un par no compartido de electrones de valencia, por lo tanto no hay diferencia entre las bases de Lewis y las de Bronsted-Lowry. El amoníaco, NH3, es representativo tanto como una base de Lewis como de Bronsted-Lowry.

23 Complejo ácido-base de Lewis
Una reacción ácido-base típica de Lewis es la reacción entre el NH3 (g) (dador de electrones) y BF3 (aceptor de electrones). Base de Lewis Ácido de Lewis Complejo ácido-base de Lewis Además de las especies con octetos electrónicos incompletos, los cationes pequeños con carga alta como el Cu2+ o el Al3+, actúan como ácidos de Lewis. La teoría de Lewis permite tratar una variedad mas amplia de reacciones, incluso las que no implican transferencias de protones como reacciones ácido-base. El producto de reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis se denomina complejo o aducto ácido-base de Lewis. Los enlaces que se forman en una reacción ácido-base de Lewis siempre son enlaces covalentes coordinados.