ÁCIDOS Y BASES

SVANTE AUGUST ARRHENIUS (1859 – 1927)Fisicoquímico sueco, su fama se debe a su teoría de ionización de electrolitos (1887) que interpretalas leyes físicas de la electrolisis. En su tesis doctoral postuló la conducción eléctrica de sustanciasdisueltas en agua (electrolitos), predice que las sustancias moleculares disueltas podía forman 2 omás iones con carga (cationes y aniones). Postula además que en cierta proporción la molécula deagua podía disociarse en H+ y OH-. Así en los ácidos disueltos podía aumentar la cantidad de H+ y alas bases la de OH-. Del mismo modo la fuerza de un ácido y una base era proporcional a su poder dedisolución.

La teoría de Arrhenius fue duramente criticada, tanto es así que su tesis doctoral obtuvo calificaciónmínima. Con el tiempo, se aceptó como verdadera y en 1911 la academia sueca lo honra con el Nobelen química. Fallece en 1927.

CURSO: QUÍMICA COMÚN

MATERIAL QC N° 15

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REACCIONES ÁCIDO - BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA

Características generales de un ácido

presentan sabor agrio. se comporta como electrolito (conduce la corriente eléctrica en solución acuosa). enrojece al tornasol azul (colorante vegetal utilizado como indicador). en general, al reaccionar con metales desprende hidrógeno gaseoso, H2.

Ejemplo:Mg + 2 HCl MgCl2 + H2(g)

Al reaccionar un ácido con una base, anulan sus propiedades (se neutralizan).

Ejemplo:HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O

Características de una base

presentan sabor amargo. se comportan como electrolitos. dejan azul al indicador tornasol rojo. sus soluciones son generalmente resbaladizas al tacto. una base al reaccionar con un ácido se neutraliza.

TEORÍAS ACIDO - BASE

Existen varias teorías ácido-base, que tratan de explicar el comportamiento tanto de los ácidos comode las bases. Algunas teorías son muy restringidas y otras más generales y completas que explicangran cantidad de sustancias.

TEORÍA CLÁSICA DE SVANTE ARRHENIUS

Ácido

Toda especie química que al disociarse en solución acuosa, libera iones hidrógenos (H+)

Ejemplos:HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

H2SO4 H+ + HSO4-

NH4+ H+ + NH3

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Base

Toda especie química que al disociarse en solución acuosa libera iones (aniones) hidroxilo (OH-).

Ejemplos:NaOH Na+ + OH-

Ca(OH)2 Ca+2 + 2 OH-

KOH K+ + OH-

Sales

Sustancias iónicas que, en solución acuosa, experimentan disociación, liberando cationes diferentes deH+ y aniones diferentes de OH-.

Ejemplos de sales:NaCl Na+ + Cl-

KNO3 K+ + NO3-

Na2(SO3) 2 Na+ + SO3-2

Al2(SO4)3 2 Al+3 + 3 SO4-2

Algunas sustancias como el NH3 al acercarles a sus vapores un pedazo de papel tornasol rojo, estevira al azul, por lo tanto se concluye que la sustancia en cuestión es una base, sin embargo, notendría explicación con la teoría de Arrhenius, ya que ni siquiera posee oxígeno, por lo tanto, malpodría liberar iones OH-.

Es por esto, que se propone una nueva teoría, que justifique el comportamiento de sustancias másparticulares.

TEORÍA PROTÓNICA DE LOWRY - BRÖNSTED

Ácido: Toda especie química que en solución cede "protones" (iones H+).

Base: Toda especie química que en reacción recibe "protones".

Ejemplos: HCl + NH3 Cl- + NH 4

ácido base base ácidoconjugada conjugado

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base ácido ácido baseconjugado conjugada

HClO4 + H2O ClO4- + H3O

+

ácido base base ácidoconjugada conjugado

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El concepto de Lowry-Brönsted es funcional pues de acuerdo con él, las sustancias son ácidos o bases,según donen o acepten protones en una determinada reacción. Sin embargo, es evidente que algunassustancias tienen más tendencia a donar protones que otras, es decir, son ácidos más fuertes, yalgunas sustancias tienen más tendencia a aceptar protones que otras, es decir, son bases másfuertes.

Sustancias como el agua, pueden comportarse como ácido o base, dependiendo del tipo de reacción,en este caso diremos que se trata de un reactivo anfolito.Algunos iones como el Al+3, o el trifluoruro de boro le confieren a algunas soluciones un carácterácido, este hecho no tiene explicación por las teorías vistas, por lo tanto, es necesario mencionar unatercera teoría bastante más compleja y general.

Teoría Electrónica de Lewis

Gilbert N. Lewis, uno de los físico-químicos más prominentes de los comienzos del siglo XX, fue elprimero en definir ácidos y bases dirigiendo la atención sobre la idea de que las bases donan pares deelectrones que comparten con los protones donados por los ácidos. Así, un ácido puede definirsecomo una sustancia que acepta pares de electrones; una base, como una sustancia que tiene pares deelectrones disponibles.

Ejemplos:

La teoría de Lewis cumple la valiosa función de relacionar fenómenos químicos aparentementediversos, demostrando que son fundamentalmente semejantes en causa y resultado. A menudo seaplica ésta como una teoría generalizada de reacciones, en las cuales las reacciones ácido-base deprotones constituyen un caso especial. La mayoría de los químicos orgánicos encuentran que, tanto elconcepto de Lowry-Brönsted como el de Lewis, son útiles separadamente. Debería comprenderse queuna base de Lewis también es una base de Lowry-Brönsted. Sin embargo, las especies con déficit deelectrones, como el trifloruro de boro, BF3, cloruro de Aluminio, AlCl3 y cloruro de cinc, ZnCl2, sonllamadas ácidos de Lewis para distinguirlas de los ácidos donadores de protones de Lowry-Brönsted.

Resumiendo:

Ácido: Toda especie deficiente en electrones y que recibe un par (sustancia electrófila).

Base: Toda especie que dona aportar un par de electrones libres (sustancia nucleófila).

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA

(Conceptos preliminares de pH)

Para la disociación del agua sabemos que:

H2O ⇄ H+ + OH- Kw = 1 · 10 -14

Kw = [H+] · [OH-] = 1 · 10-14

Por lo tanto siempre:

Un ambiente será ácido cuando se cumpla que:

[H+] > [OH-]

Un ambiente será neutro cuando se cumpla que:

[H+] = [OH-] = 10-7

Un ambiente será básico o alcalino cuando se cumpla que:

[H+] < [OH-]

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Revisando la tabla siguiente

[H+] [OH-] Ambiente

10-3 10-11 ácido

10-8 10-6 básico

10-7 10-7 neutro

1 10-14 ácido

10-10 10-4 básico

Se comprueba que en cada caso se cumple que:

[H+] · [OH-] = 10-14

[H+] > [OH-] ácido

[H+] = [OH-] neutro

[H+] < [OH-] básico

CÁLCULO DEL GRADO DE ACIDEZ EN UNA SUSTANCIA (EL OPERADOR p)

La acidez de una sustancia puede ser analizada considerando la cantidad de iones H+ libres en lasolución. Se define particularmente un operador matemático que estandariza los valores cuando estosson muy bajos (baja concentración de iones). El operador p es un logaritmo negativo (funciónexponencial) que permite calcular la tendencia ácida o básica de una sustancia, Así:

p = -log

Por lo tanto:

pH = -log [H+]

pOH = -log [OH-]

pKw = -log Kw

Considerando el valor entregado por este operador se construye la escala de acidez y basicidad paralas sustancias:

Escala de Acidez y Alcalinidad.

[H+]1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

← acidez ← ↓ → alcalinidad →neutro

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Ejemplos:

Si [H+] = 10-5, entonces:

1) [OH-] = 10-9

2) pH = 5

3) pOH = 9

4) ambiente ácido

Si [OH-] = 10-3, entonces:

1) [H+] = 10-11

2) pH = 11

3) pOH = 3

4) ambiente básico

Si [H+] = 10-7, entonces:

1) [OH-] = 10-7

2) pH = 7

3) pOH = 7

4) ambiente neutro

La siguiente tabla evidencia los valores de pH aproximados de algunas soluciones comunes

Solución pHÁcido clorhídrico (4%)

Jugo gástricoJugo de limónVinagre (4%)

Bebidas gaseosasAgua de lluvia (de tormenta eléctrica)

LecheOrina

Agua de lluvia (no contaminada)Saliva

Agua puraSangre

Clara de huevo frescaBilis

Leche de magnesiaSosa para lavar

Hidróxido de sodio (4%)

01,6-1,8

2,12,5

2,0-4,03,5-4,26,3-6,65,5-7,0

5,66,2-7,4

7,07,4

7,6-8,07,8-8,6

10,512,013,0

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REACCIONES ÁCIDO-BASE

Fuerza de Ácidos y Bases

Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que el ácido es más fuerte, y siuna base tiene mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte.Como ya sabemos, los ácidos y las bases se comportan como electrolitos, por lo tanto, mientras másiones entreguen un ácido o una base, más fuerte son y mayor grado de ionización tendrá.

Un electrolito es fuerte, cuando su grado de disociación es 100% (o cercano), lo que significaque el ácido o la base se disocia completamente.

Un ácido o una base es débil cuando presenta un grado de disociación bajo, es decir, se disociaparcialmente.

Cabe hacer notar, que mientras más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada

HNO3 → H+ + 3NO

ácido fuerte base conjugada muy débil

Mientras más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado:

OH- + H+ → H2O base fuerte ácido conjugado muy débil

Algunas constantes de disociación de ácidos

Ácidos Fórmula K1 K2

Perclórico HClO4 fuerte

Bromhídrico HBr fuerte

Clorhídrico HCl fuerte

Nítrico HNO3 fuerte

Sulfúrico H2SO4 fuerte 1,3 ∙ 10-2

Iodhídrico HI fuerte

Clórico HClO3 fuerte

Brómico HBrO3 fuerte

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Cálculo de pH en Ácidos y Bases Fuertes

Ejemplos:

Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 10-3 M.

Como el HCl es un ácido fuerte se disocia 100% y entrega todos sus iones:

HCl → H+ + Cl-

10-3 10-3

como la [H+] = 10-3, entonces el pH = 3.

Calcular el pH de una solución acuosa de NaOH 10-2 M.

NaOH es una base fuerte, por lo tanto se disocia totalmente, entregando todos sus iones de lasiguiente manera:

NaOH → Na+ + OH-

10-2 10-2

y si la [OH-] = 10-2, entonces la [H+] = 10-12 y, por lo tanto, el pH = 12.

Completa la siguiente tabla :

Especie [H+] [OH-] pH pOH

KOH 10-1 M

HClO4 10-4 M

Ca(OH)2 5 ∙ 10-2 M

HI 10-3 M

LiOH 10-2 M

HCl 1 M

Reacciones de Neutralización

Al mezclar un ácido fuerte (A.F.) con una base fuerte (B.F.), reaccionan entre sí anulando suspropiedades. La neutralización puede ser total o parcial dependiendo de las cantidades quereaccionan. Si el pH final de esta reacción de neutralización es 7, entonces la neutralización ha sidototal, en cambio si el pH es menor que 7, significa que ha quedado algo de ácido y por ende si el pHes mayor que 7, ha quedado algo de base sin reaccionar.

Una neutralización se puede representar de diferentes maneras:

ACIDO + BASE → SAL + AGUA

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O

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En resumen: H+ + OH- → H2OPara efectuar cálculos en reacciones de neutralización, debemos fijarnos el tipo de neutralización:

Neutralización 1:1

Para neutralizar un mol de ácido se requiere de un mol de base.

Ejemplos : HCl + NaOH → NaCl + H2O

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O

Como los moles de H+ deben ser iguales a los moles de OH- en toda neutralización, la fórmula autilizar en este caso es:

Ma · Va = M b · V b

Donde:Ma = molaridad del ácidoVa = volumen del ácidoMb = molaridad de la baseVb = volumen de la base

Neutralización 1:2

Cuando para neutralizar un mol, ya sea de ácido o de base, se necesitan dos moles del otro.

Ejemplos:

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O

Fórmula a utilizar:

2 · Ma ∙ Va = Mb · Vb

2 HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O

Fórmula a utilizar:

Ma · Va = 2 ∙ Mb · Vb

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Cuadro Resumen

Se comportancomo

Explican los conceptos de

Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted-Lowry Teoría de Lewis

Ácidos Bases

Electrolitos

Fuertes Débiles

Disociacióncompleta

100%

Disociaciónparcial o nula

pH>7pH<7

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 15

1. En la reacción: NaCl + H2O → Na+(ac) + Cl-(ac) los productos obtenidos tienen

I) pH ácido.II) pH básico.III) características de electrolito.

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIIE) II y III

2. Se midió el pH de tres soluciones y los resultados fueron

I) pH = 5II) pH = 3III) pH = 8

NO presenta(n) comportamiento ácido

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIE) II y III

3. La(s) expresión(es) correcta(s) es(son)

I) pH + pOH = 14II) pH = - log [H+]III) [H+]∙[OH-] = 10-14

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIIE) I, II y III

4. El amoníaco disuelto en agua da una reacción del tipo ácido-base: NH3 + H2O ⇄ OH- + NH4+,

según Brönsted y Lowry son ácidos

A) H2O y NH4+

B) NH3 y NH4+

C) H2O y OH-

D) NH3 y OH-

E) NH3 y H2O

5. De acuerdo con la teoría ácido-base de Lowry-Brönsted el anión HCO3-

A) sólo puede actuar como base al reaccionar con cationes.B) nunca es ácido.C) siempre actúa como base.D) siempre actúa como ácido.E) puede actuar como ácido y como base.

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6. Un estudiante determinó en el laboratorio el pH de los siguientes líquidos

pH

vinagre 2,5jugo de manzana 3,2jugo de tomate 4,2jugo de zanahoria 4,8leche 6,6

Basándose en estos valores, se concluye que

A) la leche es la más alcalina.B) el jugo de tomate es menos ácido que la leche.C) el vinagre es el más básico.D) el jugo de manzana es más ácido que el vinagre.E) el jugo de zanahoria es neutro.

7. Una solución acuosa de ácido fuerte de concentración 0,01 Molar, presenta un pH de

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 5

8. Una solución acuosa de la base fuerte NaOH de concentración 0,001 Molar, presenta un pHigual a

A) 3B) 7C) 8D) 10E) 11

9. De las siguientes soluciones acuosas, la que posee mayor concentración de iones H+ es

A) KOH 0,1 MB) HNO3 0,1 MC) NaOH 10-5 MD) LiOH 0,1 ME) HCl 10-3 M

10.Para neutralizar totalmente a 20 mL de una solución acuosa de HNO3, se necesitaron 5 mL de unasolución acuosa de NaOH 2 Molar. Entonces la concentración molar del ácido es

A) 0,1 MB) 0,2 MC) 0,5 MD) 4 ME) 5 M

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