Ácidos y bases: Teoría y propiedades, Apuntes de Química

¡Descarga Ácidos y bases: Teoría y propiedades y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! ÍNDICE • Propiedades de ácidos y bases • Teoría de Arrhenius • Teoría de Brönsted y Lowry • Pares conjugados ácido-base • Fortaleza de las especies conjugadas • Fuerza de ácidos • Fuerza de bases • Concepto de pH • Indicadores • Una de las aplicaciones de las leyes del equilibrio químico es el estudio del comportamiento en disolución de ácidos, bases y sales. • Ácidos y álcalis, o bases, son dos tipos de sustancias conocidas y utilizadas desde la antigüedad. De propiedades cotrapuestas, los ácidos y las bases se han considerado sustancias opuestas, ya que los efectos de unos eran neutralizados por los otros. • En un principio los ácidos conocidos eran de origen orgánico como el vinagre o el jugo de limón. También las bases tenían una procedencia biológica, como la orina o las cenizas. • En la actualidad, la fabricación de ácido sulfúrico e hidróxido sódico son la base toda industria moderna. Ácidos y bases Introducción Sustancia Ingrediente Ácidos Acido de batería Acido sulfúrico Agua carbonatada Acido carbónico Solución para lavado de ojos Acido bórico Conservador de alimentos Acido benzoico Limón, lima, tomate Acido cítrico Removedor de óxido Acido fosfórico Jugo gástrico Acido clorhídrico Vinagre Acido acético Vitamina C Acido ascórbico Leche agria Acido láctico Sustancia Ingrediente Bases Limpiador para el drenaje Hidróxido de sodio Limpiador de ventanas Solución de amoniaco Mortero y yeso Hidróxido de calcio Leche de magnesia Hidróxido de magnesio Ácidos y bases (I). Teoría de Arrhenius. Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos ∙ BASE OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando es toda sustancia que contiene algún grupo iones OH-. Por ejemplo: NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O ∙ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo: H2O HCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq) Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O + (aq), que se denomina ion hidronio. HCl + H2O 🡪 Cl- + H3O + Indica si el siguiente electrolito, según la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, es un ácido, un álcali o una sal H2CO3 = H + + HCO3 - HCO3 - = H+ + CO3 -2 KOH = K+ + OH- HCOOH = HCOO- + H+ NaClO= Na+ + ClO- CH3COOH = CH3COO-+ H+ NaOH = Na+ + OH- CaCO3 =Ca 2+ + CO3 2- Fe(OH)2 = Fe 2++ 2OH- H2CO3= 2H + + CO3 2- Al(OH)3= Al3+ + 3OH- H2SO4 =H + + HSO4 - • La teoría de Brönsted-Lowry explica la basicidad del amoniaco, NH3, sin necesidad de inventar un supuesto hidróxido amónico, NH4OH. • El amoniaco, en presencia de agua, acepta un protón de ella, liberando iones hidroxilo: NH3 + H2O 🡪 NH4 + OH + - Para 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 ácido base NH3 (aq) + H2O (l) ⮀ NH4 (aq) + OH(aq) + - * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Ventajas Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) Par ácido-base conjugados. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras como ácido 2 + −l) → BH (aq ) + OH (aq ) B (aq ) + H O ( base conjugadaácido ∙Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por 3CO 2 − + − 4 3ejemplo: NH (ácido) / NH 3 (base) o HCO (ácido) / (base) como base − +AH (aq ) + H2 O (l) → A (aq ) + H O (aq ) base 3 ácido conjugado Fuerza de los ácidos. ∙ Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmentedisociados en disolución acuosa: HCl (aq ) + H O (l ) → Cl − (aq ) + H O + (aq ) 2 3 ∙Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido: HA + H2O 🡪 A- + H3O + Inicio c0 0 0 Final 0 c0 c0 HClO4 HI HCl HNO3 H2SO4 Fuerza de los ácidos. • Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) ⮀ CN- (aq) + H3O+(aq) • Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido: HA + H2O 🡪 🡪 A-+ H3O + Inicio c0 0 0 Final c0(1-α) c0α c0α aK = [A-][H3O +] [AH] eq La constante de equilibrio, Ka, se denomina constante de acidez o de ionización. Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq) d agua =1 g/cm3 1 g H2O 103 cm3 1 mol H2O = 55,5 mol/litro cm3 1 litro 18 g H2O El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones [H3O +] > [OH-] [H3O +] > 10-7 mol L-1 Disolución ácida pH < 7 Disolución neutra [H3O +] = [OH-] = 10-7 mol L-1 pH = 7 Disolución básica [H3O +] < [OH-] [H3O +] < 10-7 mol L-1 pH > 7 Agua pura: [H3O +] = [OH-] ; [H3O +] = 10-7 pH = 7 [OH-] = 10-7 pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA [H3O +] = [OH-] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H3O +] > [OH-] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O +] < [OH-] pH > 7 pH 7 ácida básica Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “α” a [ A − ] × [HO + ] K = 3 = [HA ] 2 cα × cα = cα c (1 - α )1 − α HA + H2O 🡪 🡪 A-+ H3O + Inicio c0 0 0 Final c0(1-α) c0α c0α cα 2 K b = 1 − α K a c α = En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),alfa se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c a 2 (o Kb = c a 2 ) K b c α = • Un ácido será tanto más fuerte, según la teoría de Brönsted - Lowry, cuanto mayor sea su capacidad para ceder protones. Una base, por el contrario, será tanto más básica cuanta mayor facilidad tenga para aceptar protones. • Es posible medir la fortaleza de un ácido por el porcentaje de ionización o el grado de ionización que presenta cuando está disuelto en agua. • Cuando un ácido es fuerte, al disolverse en agua se encuentra completamente disociado. La concentración de iones hidronio será la concentración inicial del ácido. Prácticamente no quedará ácido sin disociar en la disolución. • Si se trata de una base fuerte, también ella está completamente ionizada y la concentración de iones oxidrilo coincidirá con la concentración inicial de la base. No quedará base en la disolución. Sustancias Ácido clorhídrico Jugos gástricos Jugo de limón Vinagre Vino Jugo de tomate Café Lluvia ácida Orina Aqua de lluvia Leche Aqua destilada Sangre Levadura Disolución de bórax Pasta de dientes Leche de magnesia Aqua de cal Amoníaco doméstico Hidróxido de sodio (NaOH) pH 0.0 1.0 2.3 2.9 3,5 41 5.0 5.6 60 6.5 6.6 70 7,4 2,4 9,2 9.9 10.5 11,0 11,9 14,0 Ácido Neutro Básico RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA. • Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O ⮀ A– + H3O + • Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O⮀ AH + OH– [ A − ] × [H O + ] [HA ] × [O H − ] ; 3 [HA ] [ A − ] aK = bK = a b W − ][ A − ] × [H O + ] × [HA ] × [O H [HA ] × [ A − ] K × K = 3 = [H O + ] × [O H − ] = K 3 30 Indicadores de pH • Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: • HIn + H2O ⮀ In– + H3O + forma ácidaforma básica • El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10· [In–] • [In–] · [H3O +] [HIn] Ka = —————— ⇒ [ H3O + ] = Ka · ———– [HIn] [In ] • pH = pKa + log [In–] / [HIn] = pKa ± 1 31 Algunos indicadores de pH Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10