ácidos y bases

ÁCIDOS Y BASES
Jordi Martínez.
IES Isaac Albéniz. Tutor: J. M. Fernández.
El objetivo de este trabajo ha sido realizar un vídeo teórico-práctico sobre los ácidos y las bases.
En él se ha seguido el orden y las prioridades que se resumen a continuación:
Propiedades y características de los ácidos: conductividad, coloración, neutralización, corrosión,
gusto ácido, desprenden hidrógeno.
Propiedades y características de las bases: conductividad, coloración, neutralización, corrosivas y
resbaladizas, gusto amargo, producen jabón
TEORÍA DE ARRHENIUS
Los ácidos son compuestos eléctricamente neutros que, al disolverse en agua, se disocian en iones H+ junto con iones negativos (aniones).
HA
H + + AEjemplos:
HCl
H2SO4
H + + Cl2H+ + SO42-
Las bases son compuestos eléctricamente neutros que, al disolverse en agua, se disocian en iones OH- junto con iones positivos (cationes):
BOH
B + + OHEjemplos:
NaOH
Ba(OH)2
Na+ + OHBa2+ + 2OH-
Según la teoría de Arrhenius, la reacción entre un ácido y una base, conocida como neutralización,
se reduce a la reacción entre los iones H+ y OH-:
H+ + OH-
H2O
TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY O TEORÍA DEL ÁCIDO-BASE CONJUGADOS
Un ácido es una sustancia que cede iones H+ (a una base).
Una base es una sustancia que capta iones H+ (de un ácido).
HA + B
A- + HB+
ácido base
Como esta transferencia del ion H+ es reversible, la reacción puede funcionar al revés, de manera
que la sustancia HB+ que ahora tiene un H+ puede comportarse como un ácido cediéndolo a la
sustancia A- que lo aceptará actuando como base:
HA + B
A- + HB+
Al par de especies químicas HA (forma ácida) y A- (forma básica) se les denomina par ácido-base
conjugados y se acostumbra a representar como HA/A-. De la misma manera se puede considerar
el par ácido-base conjugado HB+/B. Si, para clarificar, los primeros se designan como par 1 y los
segundos como par 2, se pueden representar las dos reacciones anteriores como:
HA + B
A- + HB+
acido1 base2
base1 acido2
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Son ejemplos de este planteamiento las reacciones que experimentan los ácidos y las bases con
las moléculas de agua funcionando como disolvente. La teoría de Brönsted y Lowry engloba los
ácidos clásicos de la teoría de Arrhenius:
HCl
+ H 2O
Cl + H3O +
HClO4
+ H2O
ClO4+ H3O+
CH3 -COOH + H2O
CH3-COO- + H3O+
ácido
base2
base1
ácido 2
Pero amplía el concepto de ácido a especies químicas iónicas como:
NH4+
+ H 2O
NH 3
+
HSO4+ H 2O
SO4+
H2PO4+ H 2O
HPO4 2- +
ácido1
base 2
base 1
H3O+
H3O+
H3O +
ácido2
CONSTANTE DE ACIDEZ
La extensión de la reacción de disociación de un ácido está gobernada, como todas las reacciones, por su constante de equilibrio. Normalmente, se utiliza la constante de disociación o de acidez, Ka , donde ya esta incluida la [H2O], que se considera invariable.
HA
+
H 2O
A+
H3O+
ácido1
base 2
base 1
ácido2
K a = K [H2O] =
[A- ] [H3 O+ ]
[HA]
Cuanto más grande sea la Ka, más grande será la disociación y más fuerte será el ácido.
Se designan como ácidos fuertes aquellos que están completamente disociados en disolución diluida. Se encuentran prácticamente del todo en forma A- y casi no hay moléculas HA, sin disociar.
Esto hace que el valor de la constante de equilibrio sea muy grande y se diga que la reacción es
total, al 100%, o también que el grado de disociación es 1. Se considera ácidos débiles los que
no se disocian completamente en disolución diluida. Presentan simultáneamente las formas HA sin
disociar, y A- o disociada. La proporción entre una y otra viene fijada por la correspondiente Ka .
Naturalmente, si HA tiene una gran tendencia a la disociación, su base conjugada A- tendrá muy
poca tendencia a recuperar el H+. Por esto se dice que a un ácido fuerte le corresponde una base
conjugada débil.
En cambio, si HA es un ácido débil, con poca tendencia a la disociación, es de esperar que A- tenga una gran avidez por los H+. O dicho de otra forma, a un ácido débil le corresponde una base
conjugada fuerte. Ejemplo:
•Los ácidos fuertes están completamente disociados.
HCl + H2O
Cl- + H3O+
•Los ácidos débiles no se disocian completamente.
CH3-COOH + H2O
CH3-COO- + H3O+
Ka = K [H2O] =
[CH3 -COO-] [H3O+]
[CH3-COOH]
CONSTANTE DE BASICIDAD
También la fortaleza de una base depende de su constante de equilibrio o de su constante de
basicidad:
H 2O + B
OH- + HB+
ácido1 base2
base 1
ácido2
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Kb = K [H2O] =
[HB+] [OH-]
[B]
Se denominan bases fuertes aquellas en las cuales la reacción anterior es total, al 100 por ciento.
En disolución acuosa se encuentran prácticamente del todo en forma HB+.
Se denominan bases débiles aquellas que en disolución diluida presentan un equilibrio entre las
formas B y HB+ . La proporción entre las dos depende de Kb .
No habría ningún problema para tratar las reacciones de las bases como disociaciones de sus ácidos conjugados y no utilizar constantes de basicidad sino solamente de acidez. Pero la teoría de
Arrhenius está muy incrustada en el espíritu de la química y es frecuente la referencia a las constantes de basicidad. Ejemplo:
NH4Cl + NaOH
NaCL + NH4OH
débil
fuerte
HS+ NH3
ácido 1
base2
S2+
base 1
NH4+
ácido 2
H3O + +
ácido1
OH- +
base 1
H2S
ácido2
HSbase 2
•Las bases fuertes están completamente disociadas.
Na(OH) + H2O
Na+aq + OH-aq
•Las bases débiles no se disocian completamente.
NH3
+ H2O
NH4 + + OHK b = K [H2 O] =
[NH4+] [OH-]
[NH3]
CONCEPTO DE pH
pH = -log [H3O +]
Escala de pH
1…………………..7………………………14
ácido
neutro
básico
HIDRÓLISIS
El término hidrólisis significa ‘destrucción por la molécula de agua’ y se utiliza para designar reacciones en las cuales los iones de una sal reaccionan con las moléculas de agua para regenerar el
ácido o la base con los cuales están emparentados.
Una sal como el cloruro potásico, KCl, da disoluciones neutras, pero una sal como el acetato sódico, NaCH3COO, da una disolución básica porque parte de los iones acetato (etanoato) se combinan con el agua para formar el ácido etanoico (acético).
Efectivamente, si se parte de una concentración c de la sal, ésta se disocia del todo en sus iones:
NaCH3COO
Na+ + CH3COOJ
Este tipo de reacciones se producen en las disoluciones de sales que contengan iones de ácidos
débiles o de bases débiles. Hay cuatro tipos posibles de sales:
•Sales de ácido fuerte y base fuerte
NaCl
Na+ + ClNo experimenta hidrólisis ninguno de los iones de la sal. La disolución es neutra.
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•Sales de ácido débil y base fuerte
NaCH3COO
Na+ + CH3COOExperimenta hidrólisis el anión (ion negativo):
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OHLa disolución es básica (OH-) El pH se determina exactamente a partir de la constante de hidrólisis
o de la Ka del ácido débil conjugado (CH3 COOH, en este ejemplo).
•Sal de ácido fuerte y base débil
NH4 Cl
NH4+ + CLExperimenta hidrólisis el catión (ion positivo):
NH4 + + H2O
NH3 + H3O+
La disolución es ácida (H3O+ ). La determinación exacta del pH también se debe hacer a partir de la
correspondiente constante de hidrólisis o de la Kb de la base débil conjugada (NH3 en el ejemplo).
•Sal de ácido débil y base débil
NH4CH3COO
NH4+ + CH3COOExperimentan hidrólisis los dos iones:
NH4+ + H2O
NH3 + H3 O+
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OHEl pH de la disolución depende de la importancia de una y otra hidrólisis, o sea de las dos
constantes de hidrólisis.
Y con el estudio de la hidrólisis termina el vídeo sobre los ácidos y las bases.
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