ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos y bases son sustancias químicas distribuidas en la naturaleza. Los podemos encontrar en nuestra alimentación, la medicina y la industria, por lo que resulta ser muy importantes en la vida diaria.
PROPIEDADES GENERALES
Los ácidos y las bases son sustancias con propiedades opuestas, y al combinarse desaparecen. A continuación se presentan las características de cada uno.
ÁCIDOS
- En nuestra alimentación diaria encontramos productos como los limones, la naranja, el yogurt, el vinagre, etc., los cuales tienen la característica común de poseer un sabor agrio, sabor que es caracterísitco de los ácidos orgánicos.
- Los ácidos al disolverse en el agua se ionizan, por lo que los iones producidos permiten la conductividad, ya que éstos poseen movimiento de traslación. En este sentido, las disoluciones acuosas de los ácidos conducen la electricidad.
- Los ácidos tienen la propiedad de modificar el color de algunos pigmentos orgánicos o colorantes también llamados indicadores, así por ejemplo, cuando el papel tornasol azul es sometido a un ácido se enrojece; así también la solución alcohólica de la fenolftaleína permanece incolora.
- Los ácidos reaccionan con los metales activos como el Ca, Na, K, Ni, Fe, Pb, etc., los cuales son corroídos y secuentemente desprenden hidrógeno gaseoso, produciendo sustancias cristalizables de "sabor salado", llamados sales.
* Los metales activos desplazan al hidrógeno de los ácidos por una reacción de desplazamiento simple:
Cabe destacar que no todos los metales desprenden hidrógeno gaseoso cuando reaccionan con los ácidos. Así por ejemplo tenemos al oro, la plata, el platino, etc. metales que se caraterizan por tener baja reactividad química y se les denomina metales nobles.
Cabe destacar que no todos los metales desprenden hidrógeno gaseoso cuando reaccionan con los ácidos. Así por ejemplo tenemos al oro, la plata, el platino, etc. metales que se caraterizan por tener baja reactividad química y se les denomina metales nobles.
- Los ácidos descomponen a los carbonatos y bicarbonatos metálicos, liberando CO2 gaseoso.
Así tenemos que:
- Los ácidos neutralizan a las bases y forman como productos sal y agua. Con esta propiedad se puede estimar la concentración de las bases a través de la titulación o neutralización con un ácido.
Por ejemplo:
BASES
- Una de las caraterísticas de las bases es su particular sabor amargo o cáustico como el jabón.
- Son resbalosos al tacto.
- Cuando son disueltas en agua conducen la electricidad debido a que se ionizan o disocian como en el caso de los ácidos.
- Al reaccionar con los ácidos producen sales y agua.
- Se caracteriza por cambiar el color de los colorantes orgánicos, también llamados indicadores ácido-base. Así, las bases hacen que el tornasol rojo cambie a azul, y en el caso de la fenolftaleína se pone de color rojo grosella.
- Las bases fuertes suelen presentar iones oxidrilos OH- en su estructura.
TEORÍAS SOBRE ÁCIDOS Y BASES
Teoría de Svante Arrhenius:
En este sentido un ácido viene a ser aquella sustancia que en solución acuosa se disocia, liberando iones hidrógenos H+
Disociación de las bases:
Cabe resaltar que la teoría de Arrhenius es muy limitada, debido a que limita el comportamiento ácido-base de los compuestos solamente a soluciones acuosas.
Teoría de Brönsted-Lowry
Según este enfoque un ácido es una sustancia o especie química (molécula o ion) que puede donar un Protón(H+), por lo que se convierte en una base conjugada.
Una base es una sustancia o especie química (molécula o ion) que puede aceptar un Protón, por lo que se transforma en un ácido conjugado.
Según este enfoque los ácidos y bases tienen las siguientes características:
1) Un ácido debe contener al menos un hidrógeno ionizable.
2) A diferencia de la teoría de Arrhenius, en la teoría de Brönsted-Lowry no es necesario utilizar el agua como disolvente para manifestar el comportamiento de un ácido o una base de una sustancia.
3) Una base debe tener al menos un par electrónico no enlazante de tal manera que forme un enlace covalente dativo con el H+.
4) En una reacción ácido-base existe la transferencia de un protón, por lo que también es denominado reacción de protólisis.
Anfóteros
Una especie química es anfótera, anfiprótica o anfolita, cuando en algunos casos se comporta como ácido y en otros casos como base. Por ejemplo: El hidróxido de aluminio, iones complejos de metales pesados del Zn, Sn, Sb, Cr, etc.
* Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que en agua se ionizan en un 100% de sus moléculas. Por ejemplo tenemos entre los ácidos al H2SO4, HNO3, HCl, HBr, etc. Entre las bases tenemos al NaOH, KOH, etc.
* Los ácidos y bases débiles son aquellas sustancias que en agua solo se disocian en cantidades pequeñas. Ejemplo de ellos a los ácidos como H3PO4, H2CO3, HCN, etc. Entre las bases tenemos al
Cabe resaltar que en la teoría de Brönsted-Lowry el ácido debe tener necesariamente un hidrógeno ionizable (H+) para que en la reacción con una base exista la transferencia de un protón; sin embargo, hay reacciones ácido-base en la que no existe transferencia de protones, por lo que aunque esta teoría resulte ser más amplia que el enfoque de Arrhenius, sigue siendo limitado.
Teoría de Gilbert Lewis
Esta viene a ser una teoría más generalizada que las anteriores. Su definición se basa en los pares de electrones que se comparten.
Un ácido es según esta teoría una especie química (molécula o ion) que acepta dos electrones para formar un enlace covalente.
Una base es una especie química (molécula o ion) que puede donar dos electrones para formar una enlace covalente.
Así, la reacción ácido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación, es decir, posee enlace coordinado o dativo, al cual se le llama aducto.
ácido + base → aducto
Ejemplo:
En la reacción entre el amoniaco(NH3) y el trifluoruro de boro(BF3).
base + ácido → aducto
Ácidos de Lewis:
- Son aquellos compuestos cuyo átomo central no ha completado el octeto.
Ejemplo: (BeCl2)
Un ácido de Lewis debe tener deficiencia de electrones, como en el caso de los cationes o iones positivos, ya que éstos aceptan electrones.
- Así, un ácido de Lewis debe tener en la capa de valencia un orbital vacío, para que acepte un par de electrones.
- Los ácidos de Lewis son sustancias cuyo átomo central presenta uno o más enlaces múltiples.
Base de Lewis:
La base de lewis tiene en su átomo central uno o dos pares de electrones no compartidos, es decir debe tener al menos un par de electrones de valencia no enlazantes como en el caso de los aniones, etanol, agua, oxhidrilo, etc.
- La teoría de Lewis es la más general, puesto que implica una mayor variedad de reacciones ácido-base, aún las que no implican la transferencia de un protón.
Fuerza ácida:
Es la capacidad o aptitud que tienen los ácidos para dar o ceder un protón (H+) a otra especie química que, generalmente es el disolvente. La producción de iones hidrógenos por los ácidos se miden según su concentración generado en el equilibrio.
Un ácido con mayor fuerza de acidez dona con mayor facilidad el protón a una base, por tanto en la solución la concentración de los iones será mayor.
Fuerza básica:
Es la capacidad o aptitud que tiene una especie química para aceptar un protón H+ de otra especie química, que por lo general es el disolvente.
*Los ácidos y bases fuertes son sustancias químicas que se ionizan totalmente al ser disueltas en el agua, es decir un porcentaje de ionización del 100%, por lo que no queda ninguna molécula sin ionizarse. Así, la disolución acuosa diluida posee una gran cantidad de iones generados, y pueden al mismo tiempo ser buenos conductores eléctricos. Ejemplo de ácidos fuertes son: HCl, HI, HNO3, H2SO4 , etc.
* Los ácidos y bases débiles están ionizados parcialmente en solución acuosa diluida, por lo que la cantidad de iones que se generan es muy pequeña, por tanto la conductividad eléctrica es escasa, razón por la cual a estas sutancias también se le denominan electrolitos débiles.
Cabe destacar que por lo general, el porcentaje de ionización de estas sustancias es menor al 5%.
El equilibrio iónico estudia en forma cuantitativa y cualitativa la disociación parcial de ácidos-bases débiles, sales hidrolizables y sales poco solubles en agua en una solución acuosa, donde se encuentran iones y moléculas.
La ionización de un soluto en un solvente polar como en el caso del agua, establece un equilibrio entre los iones formados y las moléculas no ionizadas.
IONIZACIÓN DE ÁCIDOS DÉBILES
Cabe destacar que en una disolución acuosa los iones H+ no existen en forma libre, debido a que son inestables y se unen a una molécula de agua para así formar iones hidronio H3O+.
:: En términos generales, para un ácido débil monoprótico (HA)
Ka: Constante de acidez
Teoría de Svante Arrhenius:
En el marco teórico de la teoría de Arrhenius "La teoría de la disociación electrolítica", a un ácido se le definió como un compuesto que en medio acuoso incrementa la concentración del ion hidrógeno, H+ (protón), mientras que a la base se le definió como el compuesto que al disolverse en agua incrementa la concentración de iones hidróxido(OH-). Por lo que todo ácido, según Arrhenius, debe tener en su composición al menos un hidrógeno ionizable, y una base debe tener al menos un ion hidróxido.
En este sentido un ácido viene a ser aquella sustancia que en solución acuosa se disocia, liberando iones hidrógenos H+
Disociación de las bases:
Cabe resaltar que la teoría de Arrhenius es muy limitada, debido a que limita el comportamiento ácido-base de los compuestos solamente a soluciones acuosas.
Teoría de Brönsted-Lowry
Según este enfoque un ácido es una sustancia o especie química (molécula o ion) que puede donar un Protón(H+), por lo que se convierte en una base conjugada.
Una base es una sustancia o especie química (molécula o ion) que puede aceptar un Protón, por lo que se transforma en un ácido conjugado.
Según este enfoque los ácidos y bases tienen las siguientes características:
1) Un ácido debe contener al menos un hidrógeno ionizable.
2) A diferencia de la teoría de Arrhenius, en la teoría de Brönsted-Lowry no es necesario utilizar el agua como disolvente para manifestar el comportamiento de un ácido o una base de una sustancia.
3) Una base debe tener al menos un par electrónico no enlazante de tal manera que forme un enlace covalente dativo con el H+.
4) En una reacción ácido-base existe la transferencia de un protón, por lo que también es denominado reacción de protólisis.
Anfóteros
Una especie química es anfótera, anfiprótica o anfolita, cuando en algunos casos se comporta como ácido y en otros casos como base. Por ejemplo: El hidróxido de aluminio, iones complejos de metales pesados del Zn, Sn, Sb, Cr, etc.
* Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que en agua se ionizan en un 100% de sus moléculas. Por ejemplo tenemos entre los ácidos al H2SO4, HNO3, HCl, HBr, etc. Entre las bases tenemos al NaOH, KOH, etc.
* Los ácidos y bases débiles son aquellas sustancias que en agua solo se disocian en cantidades pequeñas. Ejemplo de ellos a los ácidos como H3PO4, H2CO3, HCN, etc. Entre las bases tenemos al
NH3, Al(OH)2,
NH4OH, etc.
Cabe resaltar que en la teoría de Brönsted-Lowry el ácido debe tener necesariamente un hidrógeno ionizable (H+) para que en la reacción con una base exista la transferencia de un protón; sin embargo, hay reacciones ácido-base en la que no existe transferencia de protones, por lo que aunque esta teoría resulte ser más amplia que el enfoque de Arrhenius, sigue siendo limitado.
Teoría de Gilbert Lewis
Esta viene a ser una teoría más generalizada que las anteriores. Su definición se basa en los pares de electrones que se comparten.
Un ácido es según esta teoría una especie química (molécula o ion) que acepta dos electrones para formar un enlace covalente.
Una base es una especie química (molécula o ion) que puede donar dos electrones para formar una enlace covalente.
Así, la reacción ácido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación, es decir, posee enlace coordinado o dativo, al cual se le llama aducto.
ácido + base → aducto
Ejemplo:
En la reacción entre el amoniaco(NH3) y el trifluoruro de boro(BF3).
base + ácido → aducto
Ácidos de Lewis:
- Son aquellos compuestos cuyo átomo central no ha completado el octeto.
Ejemplo: (BeCl2)
Un ácido de Lewis debe tener deficiencia de electrones, como en el caso de los cationes o iones positivos, ya que éstos aceptan electrones.
Ejemplo: Ag+, Ca+2, H+
- Así, un ácido de Lewis debe tener en la capa de valencia un orbital vacío, para que acepte un par de electrones.
- Los ácidos de Lewis son sustancias cuyo átomo central presenta uno o más enlaces múltiples.
Base de Lewis:
La base de lewis tiene en su átomo central uno o dos pares de electrones no compartidos, es decir debe tener al menos un par de electrones de valencia no enlazantes como en el caso de los aniones, etanol, agua, oxhidrilo, etc.
- La teoría de Lewis es la más general, puesto que implica una mayor variedad de reacciones ácido-base, aún las que no implican la transferencia de un protón.
Fuerza ácida:
Es la capacidad o aptitud que tienen los ácidos para dar o ceder un protón (H+) a otra especie química que, generalmente es el disolvente. La producción de iones hidrógenos por los ácidos se miden según su concentración generado en el equilibrio.
Un ácido con mayor fuerza de acidez dona con mayor facilidad el protón a una base, por tanto en la solución la concentración de los iones será mayor.
Fuerza básica:
Es la capacidad o aptitud que tiene una especie química para aceptar un protón H+ de otra especie química, que por lo general es el disolvente.
*Los ácidos y bases fuertes son sustancias químicas que se ionizan totalmente al ser disueltas en el agua, es decir un porcentaje de ionización del 100%, por lo que no queda ninguna molécula sin ionizarse. Así, la disolución acuosa diluida posee una gran cantidad de iones generados, y pueden al mismo tiempo ser buenos conductores eléctricos. Ejemplo de ácidos fuertes son: HCl, HI, HNO3, H2SO4 , etc.
* Los ácidos y bases débiles están ionizados parcialmente en solución acuosa diluida, por lo que la cantidad de iones que se generan es muy pequeña, por tanto la conductividad eléctrica es escasa, razón por la cual a estas sutancias también se le denominan electrolitos débiles.
Cabe destacar que por lo general, el porcentaje de ionización de estas sustancias es menor al 5%.
EQUILIBRIO IÓNICO
El equilibrio iónico estudia en forma cuantitativa y cualitativa la disociación parcial de ácidos-bases débiles, sales hidrolizables y sales poco solubles en agua en una solución acuosa, donde se encuentran iones y moléculas.
La ionización de un soluto en un solvente polar como en el caso del agua, establece un equilibrio entre los iones formados y las moléculas no ionizadas.
IONIZACIÓN DE ÁCIDOS DÉBILES
Cabe destacar que en una disolución acuosa los iones H+ no existen en forma libre, debido a que son inestables y se unen a una molécula de agua para así formar iones hidronio H3O+.
:: En términos generales, para un ácido débil monoprótico (HA)
Ka: Constante de acidez
La temperatura es el único factor que hace variar la constante de ionización o constante de acidez.
A mayor constante de ionización o de acidez (Ka) mayor será la fuerza ácida.
- Potencial de la constante de acidez (pka)
Debido a que los valores de la constante de ionización son pequeños, se les pueden expresar mediante el Potencial de la Constante de Acidez (pka), cual se define así.
pka = - log ka
Ejemplo: Ácido acético CH3COOH
pka = - log (1.8x10-5) = 4.7
IONIZACIÓN DE BASES DÉBILES
Considerando el siguiente ejemplo
Usando la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry en la ionización de la metilamina (CH3NH2).
En términos generales
- Potencial de la constante de basicidad (pkb)
pkb = - log kb
Ejemplo: Metilamina CH3NH2
pkb = - log (4.4 x 10-4) = 3.36
POTENCIAL DE HIDRÓGENO
Es una forma de medir el carácter ácido o básico de una sustancia química. Éste se evalúa con la concentración.........................de los iones hidronio H3O+
El pH permite expresar en forma práctica la concentración del ión hidrógeno y se usa en las soluciones diluidas donde la concentración molar del soluto es menor o igual a 1M.
Acidez:
pH = - log [H+] = - log [H3O+]
→ [H+] = 10-pH
Basicidad:
pOH = - log [OH]
→ [OH-] = 10-pOH
Donde
pH + pOH = 14
Rango del pH
A través del uso del potencial de hidrógeno, que se relaciona con la concentración del ión hidrógeno, se puede establecer si una solución es ácida, básica o neutra.
0 ≤ pH < 7 ............ Carácter ácido
pH = 7 ............ Carácter neutro
7 < pH ≤ 14 ............ Carácter básico
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