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ÍNDICE • Propiedades de ácidos y bases • Fortaleza de las especies conjugadas • Teoría de Arrhenius • Fuerza de ácidos • Teoría de Brönsted y • Fuerza de bases Lowry • Disociación del agua • Teoría de Lewis • Concepto de pH • Pares conjugados ácido-base • Indicadores Ácidos y bases Introducción • 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 • Poseen sabor ácido • Enrojecen determinados pigmentos vegetales de color azul como el tornasol • • • • Reaccionan con el mármol • Reaccionan con los metales activos, como el cinc, desprendiendo H2 (Boyle 1663) Vinagre, zumo de limón … • BASES O ALKALIS Poseen sabor amargo. Producen una sensación jabonosa al tacto. Devuelven el color azul a pigmentos enrojecidos previamente por un ácido. Contrarrestan (neutralizan) las propiedades características de las disoluciones ácidas. Lejía, jabón…. ÁCIDO + BASE  SAL + AGUA 2 HC l + Mg  MgCl2 + H2(g) 2 HCl + CaCO3  CaCl2 + CO2(g) +H2O Sustancia Ingrediente Ácidos Acido de batería Acido sulfúrico Agua carbonatada Acido carbónico Solución para lavado de ojos Conservador de alimentos Sustancia Ingrediente Bases Hidróxido de sodio Acido bórico Limpiador para el drenaje Acido benzoico Limpiador de ventanas Solución de amoniaco Limón, lima, tomate Acido cítrico Mortero y yeso Removedor de óxido Acido fosfórico Leche de magnesia Jugo gástrico Acido clorhídrico Vinagre Acido acético Vitamina C Acido ascórbico Leche agria Acido láctico Hidróxido de calcio Hidróxido de magnesio Ácidos y bases (I). Teoría de Arrhenius.  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+  BASE es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones OH-. Por ejemplo: NaOH (s) H2O Na+ (aq) + OH- (aq) Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos 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- NaOH = Na+ + OH- HCO3- = H+ + CO3-2 CaCO3 =Ca2+ + CO32- KOH = K+ + OH- Fe(OH)2 = Fe2++ 2OH- HCOOH = HCOO- + H+ H2CO3= 2H+ + CO32- NaClO= Na+ + ClO- Al(OH)3= Al3+ + 3OH- CH3COOH = CH3COO-+ H+ H2SO4 =H+ + HSO4- • El amoniaco, NH3 es una sustancia claramente básica, pero no contiene un grupo OH que pueda ionizar y liberar. • Para explicar el comportamiento del amoniaco, la teoría de Arrhenius supone que, en primer lugar, reacciona con el agua, formando hidróxido amónico: NH3 + H2O  NH4OH • El hidróxido amónico es la sustancia que se descompone liberando iones oxidrilo: NH4OH  NH4+ + OH- Ácidos y bases (II). Teoría de Brönsted y Lowry  ÁCIDO es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el  HCO e 3 (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua: HCO3 aq  H2Oaq  CO23 aq  H3O aq  BASE es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas (hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua, formando el ión amonio: NH3 aq  H2Ol NH4 aq  OH aq La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía • 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- Ácidos y bases: teoría de Lewis En 1923 Lewis amplió el concepto de ácido y base definiendo: ÁCIDO Toda especie que acepta un par de electrones BASE Toda especie que cede un par de electrones Con la definición de Lewis, las reacciones ácido-base no se restringen a los procesos de transferencia de protones. Par ácido-base conjugados. Para BrønstedLowry (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) Transferencia protónica ácido ácido base base Par ácido-base conjugado Ventajas Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base) * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)  Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo: NH4 (ácido) / NH3 (base) o HCO3 (ácido) / CO23  (base) Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras como base AHaq  H2Ol  A  aq  H3O aq ácido base conjugado como ácido Baq  H2Ol  BH aq  OH aq base ácido conjugada • ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2SO4? HSO4- SO42- SO3- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2PO4-? H3PO4 PO43- HPO42- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido HNO3? NO2+ NO3- NO- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido HClO? ClO+ Cl+ ClO- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2BO3-? H3BO3 BO33- HBO32- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido H3PO4? H2PO4- HPO42- PO43- • ¿Cuál es la base conjugada del ácido HBr? HBrO- H2Br- Br- Fortaleza de las especies conjugadas. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácidobase es una reacción de transferencia de protones LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq) pH = - log Kw = [H3O+][OH-] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 [H3O+] pOH = - log [OH-] [Tomando logaritmos y cambiando el signo] - log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones Disolución ácida Disolución neutra [H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-] [H3O+] > 10-7 mol L-1 = 10-7 mol L-1 [H3O+] < 10-7 mol L-1 pH < 7 pH = 7 pH > 7 Disolución básica Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7 [OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN NEUTRA DISOLUCIÓN ÁCIDA DISOLUCIÓN BÁSICA [H3O+] = [OH-] pH = 7 [H3O+] > [OH-] pH < 7 [H3O+] < [OH-] pH > 7 ácida 7 básica pH d agua =1 g/cm3 1 g H2O 103 cm3 1 mol H2O cm3 1 litro 18 g H2O 55,5 mol/litro Fuerza de los ácidos.  Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente HCl aq   H 2Ol   Cl  aq   H 3O  aq  disociados en disolución acuosa: Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido: HA HClO4 + H2O  A- + H3O+ Inicio c0 0 0 Final 0 c0 c0 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 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) Ka = [A-][H3O+] [AH] eq Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “” HA + H2O   A-+ H3O+ Inicio c0 0 0 Final c0(1-α) c0α c0α   [ A ]  [H3O ] c  c c 2 Ka    [HA] c (1 -  ) 1   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: c 2 Kb  1  Ka  c Ka = c a2 (o Kb = c a2 ) Kb  c H A + H2O Inicio Final equilibrio   A- H3O+ HA C0 0 0 C0- X X X H A + H2O Inicio C0 Final C0(1-α) equilibrio   + H 2O A- + H 3O + c0 0 0 0 c0 c0 A- H3O+ 0 0 C0α C0α   El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (o ionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier)  El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1 (totalmente disociados)  El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la concentración del ácido y de su constante de acidez. Fuerza de los ácidos.  Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a formarse A El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido  Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la temperatura Ácido Base conjugada Ka H2SO3 HSO3- 1,5.10-2 HSO4- SO42- 1,3.10-2 CH3COOH CH3COO- 1,8.10-5 H2CO3 HCO3- 4,3.10-7 NH4+ NH3 5,6.10-10  A- (aq) + H3O+ (aq) AH (aq) + H2O (l) Ka = [A-][H3O+] [AH] eq Fuerza de las bases. Se denominan BASES FUERTES, a las bases que se encuentran totalmente disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un protón: NaOH (s) + H2O (l)  Na+ (aq) + OH- (aq) Se denominan BASES DÉBILES, a las bases que se disocian sólo parcialmente en NH  aq  H O aq agua, tras aceptar un protón de ésta: NH aq  H O  4 2 3 3 Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización; para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb = [BH+][OH-] [B] eq  Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha.  El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.  Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura. • 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. Ácidos polipróticos. Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón  un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico H2CO3 aq  H2Ol HCO aq  H2Ol  3 HCO aq  H3O aq  3 2 3 CO  aq  H3O aq  Ka1 = Ka2 = HCO  H O   3  3 H2CO3  CO  H O  HCO  2 3 = 4,5 10-7  3  3 = 5,7 10-11 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 ]  [H3O  ] Ka  [HA]  ; [HA]  [OH ] Kb   [A ] [ A ]  [H3O  ]  [HA]  [OH  ]   Ka  K b   [ H O ]  [ OH ]  KW 3  [HA]  [ A ] RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA. • Por tanto conocido el valor de Kb para una base, se puede calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka (AH) Kb (A-) • Y viceversa, conocida la constante de un ácido puedo conocer la constante de su base conjugada. • En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada. • Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si un ácido es débil su base conjugada también es débil. • Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio ácido 1 + base 2  base 1 + ácido 2 Kc • Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor Ka) sea el que ceda el protón • Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2)  Kc será muy grande • Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2)  Kc será muy pequeña Indicadores de pH • Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: • HIn + H2O  forma ácida In– + H3O+ forma 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 32 33 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 Incoloro Rosa 8-10 Fenolftaleína