Acidos Y Bases 1q1n4r

CAPÍTULO

*

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Tema

ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se encuentran por ejemplo, en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.; por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial. Algunos ácidos comunes

* - ácido acético, CH COOH, presente en el vinagre (al 5% en masa aproximadamente). 3

*

- ácido ascórbico, C6H8O6 (o vitamina C), presente en la naranja, toronja, etc. Su deficiencia produce escorbuto. - ácido cítrico, C6H8O7, presente en manzana, limón, mandarina, naranja, tomate, etc. - ácido oxálico, H2C2O4, presente en ruibarbos y espinacas - ácido sulfúrico, el de mayor consumo a nivel industrial, Hormiga está contenido en la batería de los automóviles, colorada fertilizantes líquidos, etc. - ácido clorhídrico, forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). - ácido láctico, presente en el yogurt - ácido fórmico, HCOOH, lo encuentras en la mordedura de una hormiga - ácido acetilsalicílico (aspirina), que actúa como analgésico (disminuye la formación de prostaglandinas, causantes del dolor) y antipirético (disminuir la fiebre). bases comunes Algunas - Hidróxido de sodio, presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar jabones. - Hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman respectivamente parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez, el ardor estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos. - cafeína, presente en las hojas del té y en los granos del café. - cocaína y nicotina, presentes en el mate de coca y en el tabaco respectivamente, son conocidos también como alcaloides. Estas sustancias tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso y su consumo constante puede producir adicción. - carbonato de sodio Na2CO3 y bicarbonato de sodio, NaHCO3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial. Comer en exceso , comer demasiado rápido , comer alimentos picantes o grasosos , el consumo de alcohol y tabaco y otros comportamientos pueden resultar en exceso de gas y ácido. Dicho exceso causa malestar estomacal, indigestión ácida, y la sensación de ardor que se conoce como acidez estomacal.

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* PROPIEDADES GENERALES ÁCIDO * - Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. Ejemplo: la solución acuosa de ácido sulfúrico que esta presente en la batería de los automóviles. ¿Por qué los ácidos disueltos en agua conducen la electricidad? Los ácidos al disolverse en agua se ionizan, estos iones por tener movimiento de traslación permiten su conductividad. - Son de sabor ácido (picante y agrio) como por ejemplo: el vinagre que debe su sabor al ácido acético, limón y otros frutos cítricos deben su sabor al ácido cítrico, etc. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos.

- Su acción es neutralizada por las bases. - Cuando reaccionan con los metales más activos que el hidrógeno como (Li, K, Ba, Ca, Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y sal, que en solución acuosa conducen la electricidad. En general: METAL ACTIVO + ACIDO ® SAL + H2 Ejemplos:

K(s) + H2SO4(ac)

®

K2SO4(ac) + H2(g)

Ca(s) + 2HCl(ac)

® CaCl2(ac)

+ H2(g)

Nota: Esta es la razón por la cual los ácidos no se almacenan en recipientes que contengan metales activos. No todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es el caso del cobre, plata, oro, platino, etc. a estos metales se les denomina nobles, debido a su baja reactividad química. Para disolver estos metales se usa el agua regia, que es una mezcla de HCl y HNO3, en una proporción de volumen de 3 a 1 respectivamente. - Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos metálicos como Na2CO3, CaCO3 y NaHCO3, para formar CO2 gaseoso. Esta propiedad de los ácidos se puede aprovechar para eliminar por ejemplo: el sarro de la tetera (esta capa impide la transferencia de calor) adicionándoles gotas de limón, o vinagre, produciendo un burbujeo lo cual indica que se esta liberando el CO2. En forma general: Ácido + Carbonatos o Bicarbonatos metálicos ® sal + CO2 + H2O Ejemplos: CaCO3(s) + HCl(ac) ® CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O NaHCO3(s) + HCl(ac ) ® NaCl(ac) + CO2(g) + H2O BASE O ÁLCALIS * - Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad, ya que al igual que los ácidos se ionizan o disocian. - Poseen sabor cáustico (amargo). Por ejemplo: al consumir té, café o mate de coca hemos sentido un sabor amargo característico de estas sustancias ¿Qué contienen estas sustancias para presentan este sabor? El grano de café y la hoja de té contienen una sustancia básica

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(alcaloides) llamada cafeína y la hoja de coca contiene cocaína que son responsable se su sabor amargo. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. - Poseen consistencia resbalosas al tacto, como por ejemplo: el jabón, lejía, sosa cáustica, etc. - No dan reacciones con los carbonatos o bicarbonatos. - Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos).

Algunas bases son excelentes disolventes del cabello, que con frecuencia son la causa de la obstrucción de los drenajes. El cabello está formado por proteínas.

*

ANFOTERO (ANFIPRÓTICA) Son aquellas sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases, dependiendo con que sustancia reaccionen. Ejemplos: H2O; C2H5OH; HClO, HS-, H2PO4-, iones complejos de los metales pesados: Zn, Sn, Sb, Cr; etc.

* A

*

*

TEORÍAS

Son aquellas que tratan de explicar microscopicamente, las propiedades de los ácidos y las bases. Entre las principales tenemos: Teoría de Arrhenius

Establecida en 1884, por Arrhenius, se fundamenta en el comportamiento de las sustancias (generalmente ácidos y bases fuertes) en solución acuosa, las cuales se disocian totalmente. ÁCIDO

Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia + + produciendo iones H3O (H ). Fórmula: HnA n= 1, 2, 3,... Ejemplos: HI, HBr, HCl, H2SO4 , HCN, HNO3, HClO4, ..... La ionización es total. + HCl (ac) Cl (ac) + H (ac) ácido monoprótico ® ® H2SO4 (ac) SO4-2(ac) + 2H+(ac) ácido diprótico BASE

Sustancia que contiene grupos hidroxilo, y en solución acuosa se disocia liberando iones OH ( hidroxilo). Fórmula: M(OH)n n= 1, 2, 3,.... Ejemplos: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2 ,Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2 NaOH

(ac)

®

Na+(ac)

+

OH-(ac)

Mg(OH)2 (ac)

®

Mg+2(ac)

Svante Arrhenius (1859-1927) * Químico sueco * Premio Nobel en química en 1903

+

2OH-(ac)

.

Nota: - Si hacemos reaccionar un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. Neutralización: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE ® SAL + H 2O Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) ® NaCl(ac) + H2O(l)

* - Limitaciones Esta teoría es muy limitada, ya que restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas, además no puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion OH , formando una solución básica a pesar que su estructura molecular no tiene ion hidróxido (OH ), por ello fue necesario una definición más general de los ácidos y bases, que incluya otros solventes.

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* Observación: + ¿Por qué a veces se reemplaza H3O+ por H+?; El ion H es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es aprox. 10-15m, -10 mientras que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10 m. Con un tamaño tan pequeño, está partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H2O. Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada (protón hidratado). + + + + H + H 2 O ® H 3O Por comodidad consideramos: H3O (ac) @ H (ac)

B Teoría de Brönsted y Lowry En 1923 los químicos: Johannes Brönsted (danés) y Thomas Lowry (inglés), idearon de manera independiente y separada, un concepto más amplio de lo que vendría a ser un ácido y una base. * Ácido, es toda especie química (molécula o ion) capaz de + donar protones (H ) a otra especie, por lo que se transforma en una base conjugada. * Base, es toda especie química (molécula o ion) que acepta protones (H+) de otra especie, por lo que se transforma en un ácido conjugado. .

De esta definición surge el concepto par ácido-base (un ácido y una base siempre funcionan juntos en la transferencia de un protón. en otras palabras, una de las especies se comporta como un ácido sólo si la otra especie se comporta simultáneamente como una base, y viceversa. Aun cuando un ácido o una base simplemente se disuelven en agua, una reacción ácido base ocurre porque el agua actúa como ácido o base). Ejemplos: H

HCO3-

+

+

H+

H 2O

«

ÁCIDO

BASE

H2CO3

OH-

+

ÁCIDO CONJUGADO

HNO2

BASE CONJUGADA

ÁCIDO

+

H 2O BASE

«

NO2

-

BASE CONJUGADA

+

+

H 3O

ÁCIDO CONJUGADO

Par Conjugado Par Conjugado

H

NH3 BASE

+

H

+

H 2O ÁCIDO

NH4+

«

ÁCIDO CONJUGADO

+

OH-

+

BASE CONJUGADA

Par Conjugado Par Conjugado

otros: NH3(ac) +

HF(ac) « NH4+(ac)

+

F-(ac)

CH3COOH(ac) + H2O(l) « CH3COO-(ac) + H3O+(ac) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

CONCLUSIÓN: - Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente por lo tanto son reacciones reversibles. - Par conjugado ácido-base, se les llama así a un ácido y una base “similares en estructura” que se diferencian en un solo protón. - Si un ácido es fuerte, entonces su base conjugada es débil y viceversa. - Ácido conjugado, es el ácido que se forma por la adición de un protón a su base. + + + BASE + H ® ÁCIDO CONJUGADO Ejemplo: NH3 + H ® NH4 Base ácido conjugado - Base conjugada, es la base que se forma cuando el ácido pierde un protón.

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Química ÁCIDO ® BASE CONJUGADA + H+

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HCl ® Cl- + H+ ácido base conj. - Una reacción ácido-base de B-L puede ocurrir entre gases, en soluciones no acuosas y en mezclas heterogéneas, como también en soluciones acuosas. - Todos los ácidos y bases de Ahrrenius son ácidos y bases de Brönsted y Lowry, porque los compuestos que se disocian para dar H3O+ son donadores de protones y los compuestos que se disocian para dar OH- son aceptores de protones. C

Ejemplo:

Teoría de Lewis: En 1923, el químico estadounidense, Gilbert Newton Lewis, propone una teoría más amplia y generalizada que las anteriores, su definición esta basada en la formación del enlace covalente. * Ácido: es la especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar enlaces covalentes. * Base: es la especie química (ión o molécula) que puede donar pares de electrones, y así formar enlaces covalentes. La reacción acido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación (posee enlace dativo) llamado aducto. ácido + base ® aducto Ejemplos: BF3 + NH3 ® BF3-NH3

Conclusiones: Son ácidos de Lewis: +3 +1 +2 +1 2+ 2+ - Los cationes (Fe , Ag , Cd , H , Cu , Zn , etc) - Moléculas que contiene un doble enlace polar (CO2 , SO2, ) - Moléculas cuyo átomo central tenga octeto incompleto (H3BO3, BF3, AlCl3, etc) - Moléculas cuyo átomo central tenga un orbital vacío en la capa de valencia para aceptar el par electrónico. Son bases de Lewis: -1 -1 - Los aniones (Cl , OH , etc) - Los óxidos metálicos. - Moléculas cuyo átomo central posee al menos un par de e- libres (NH3, H2O, C2H5OC2H5, etc) .

Nota: - La teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de cationes hidratados, como: Cu(H2O)62+ ; Ag(NH3)2+ ; Ni(H2O)62+ ; etc. - La teoría de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias que no necesariamente contienen “H” y que no pueden ser explicados por las teorías de Arrhenius y de BrönstedLowry.

*

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA : Una de las propiedades especiales del agua es su capacidad para actuar como ácido o como base. Es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización:

.

Ionización, según Bronsted - Lowry:

H 2O + ácido 1

Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico.

+

-

H 2O « H 3O + OH base 2 ácido 2 base 1 H2O(l)

+

-

« H (ac) + OH (ac)

Producto iónico del agua (Kw) : En el estudio de las reacciones ácido-base, la * concentración del ion hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua, [H2O], permanece virtualmente sin cambios. Por consiguiente, la

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+ – + – constante de equilibrio para la autoionización del agua es: Kc = [H3O ][OH ] = [H ][OH ] * Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionización del agua, se reemplaza Kc con Kw. ­Kw ¯pH Kw = [H3O+][OH–] = [H+][OH–] , donde Kw se denomina constante del producto iónico del agua a una temperatura en particular. Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C : Kw = [H+][OH–] = 1.0×10–14

*

Potencial de hidrógeno (pH) : Establecida por Sorensen en 1909. Es una cantidad adimensional que indica cuantitativamente el grado de acidez de una disolución.

.

pH = -log [H+] = - log [H3O+]

+

Por consiguiente : [H ] = 10

-pH

* Se usa para soluciones diluidas, donde la concentración del soluto es £1M. Nota: * Un pH negativo, significa que la concentración de H+ es mayor que 1M. * El intervalo más común para las titulaciones es entre 10-1 a 10-3M. pOH= - Log [OH ] -

-pOH Por consiguiente : [ OH ] = 10 +

De: Kw = [OH ][H ] Tomando logaritmo negativo a ambos + -logKw = -log[OH ][H ] = -log[OH-] - log[H+] ® pKw = pH + pOH

Soren Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés

Analizando valores en soluciones acuosas a 25ºC: 1. Se cumplen: + -14 [OH ]x[H ] = 10 mol/L pH + pOH = 14 2. En solución neutra: + -7 [OH ] = [H ] = 10 mol/L

* *

pH = pOH = 7

3. En solución ácida: [OH-] < [H+] ; [H+] > 10-7 mol/L

pH < 7

4. En solución básica: + + -7 [OH ] > [H ] ; [H ] < 10 mol/L

pH > 7

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES : ÁCIDOS FUERTES : son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en agua. Poseen altos valores de Ka (ka >>> 1) Ejemplos: hidrácidos (HCl, HBr, HI), oxiácidos (HNO3 , H2SO4, HClO4)--> #O - #H ³ 2

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HCl(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + Cl–(ac) HClO ácido fuerte base conjugada débil HI + HBr HNO3(l) + H2O(l) ® H3O (ac) + NO3 (ac) HCl + HClO4(ac) + H2O(l) ® H3O (ac) + ClO4 (ac) H SO HNO El ácido sulfúrico, es un caso especial. Es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas H2SO4(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + HSO4-(ac) (1ra etapa, ionización completa) + -2 HSO4 (ac) + H2O(l) « H3O (ac) + SO4 (ac) (2da etapa, ionización parcial) 2

4

ACIDEZ

4

.

3

FUERTES : Son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua. Ejemplo: * * BASES Hidróxidos de metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y de algunos metales alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). * Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos de los metales alcalinos térreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son insolubles; Ca(OH)2 y Sr(OH)2 son ligeramente solubles, y el Ba(OH)2 es soluble. NaOH(s) + H2O ® Na+(ac) + OH–(ac) Ba(OH)2(s) + H2O ® Ba2+(ac) + 2OH–(ac) .

En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brönsted porque son – incapaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH ), que se forma cuando se ionizan, es una base de Brönsted porque puede aceptar un protón: + – H3O (ac) + OH (ac) ® 2H2O(l) Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, – en realidad hacemos referencia a la especie OH que se deriva del hidróxido.

* .

ÁCIDOS DÉBILES : Son electrolitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, forman un equilibrio químico. (Ka << 1) Ejm: HF, HCN, H2S, HNO2, H3PO3, HCOOH, CH3COOH, NH4+, etc.

BASES DÉBILES : Son electrólitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, * forman un equilibrio químico. (Kb << 1) Ejm: Aminas: CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N, C5H5N, etc. – NH3(ac) + H2O(l) « NH4(ac) + OH (ac) * Fuerza de Acidez, Es la capacidad que tienen los ácidos de reaccionar con el agua y aumentar la concentración de los iones hidronio, es decir de producir más iones H3O+. Nota: La fuerza de acidez de los ácidos fuertes no se mide con el agua porque éste ejerce un “efecto nivelador” ya que los ioniza completamente, para ello elegimos al ácido acético glacial y según esto:

*

PROPIEDADES MOLECULARES Y FUERZA ÁCIDA : La fuerza de acidez depende de algunos factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del ácido. Cuando comparamos la fuerza entre dos ácidos en un mismo solvente y a la misma temperatura entonces la variable a analizar se enfoca a la estructura de los ácidos (fuerza de enlace, polaridad de enlace).

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- Variación de la fuerza ácida en hidruros. ¿Qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el predominante para determinar la fuerza de los ácidos binarios? * Considere en primer lugar la fuerza del enlace H-X en cada uno de estos ácidos. Que pertenecen al mismo grupo Ejemplo: Grupo 6A Grupo 7A HF Disminución de H2O H 2S HCl la Fuerza de enlace, H2Se HBr aumenta la H2Te HI acidez

Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más fuerte debido a que su enlace es el más fácil de romper y de formar iones H+ y I–. * Considere en segundo lugar la polaridad del enlace H-X. En esta serie de ácidos, la polaridad del enlace disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de los halógenos. Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido a la mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F Por tanto, tenemos dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de los ácidos binarios. El hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica que la entalpía de enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza del ácido en los ácidos binarios. En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, más fuerte será el ácido, de manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue: HF << HCl < HBr < HI Ejemplo: Periodo 2: CH4 NH3 H2O HF * Para hidruros que pertenecen al mismo periodo: - Variación de la fuerza ácida en ácidos oxácidos.

Aumento de la electronegatividad, aumenta la acidez

* Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación. Dentro de este grupo, aumenta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo central, ejemplo: HClO3 , HBrO3 , HIO3 Cl ,Br y I tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin embargo, como el Cl es más electronegativo que el I y Br, atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en el grupo Cl-O-H) en mayor medida. En consecuencia, el enlace O-H es más polar en el ácido clórico que en el ácido bórico y yódico, es decir, se ioniza más fácilmente. Así la fuerza relativa de los ácidos es: HClO3 > HBrO3 > HIO3 * Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él. Dentro de este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central. Considere los oxiácidos del cloro. En esta serie, la capacidad del cloro para atraer electrones del grupo OH (haciendo más polar el enlace O-H) aumenta con el número de átomos de O electronegativos unidos al Cl. Así el HClO4 es el ácido más fuerte porque tiene el mayor número de átomos

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de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye como sigue: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

*

ÁCIDOS DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka) : Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como: HA(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + A–(ac) o en forma simple + – HA(ac) « H (ac) + A (ac) Ejemplo: Se desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF + – -4 esta dada por: HF(ac) « H (ac) + F (ac) Ka = 7.1x10 Rpta: pH = 1.72

*

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN : Porcentaje de ionización = concentración del ácido ionizado en el equilibrio x 100 concentración inicial del ácido

*

BASES DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Kb) : Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco 0.40 M? DATO: a 25°C Kb = 1.8x10 Rpta: 11.43 + – + NH3(ac) + H2O(l) « NH4 (ac) + OH (ac) Kb = [NH4 ].[OH ] [NH3]

*

-5

Relación entre Ka y Kb de los ácidos y bases conjugadas : Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada. Ejemplo: ácido acético

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