ÁCIDOS

Y

BASES

Sra. Anlinés Sánchez Otero

Introducción

A diario estamos en contacto con sustancias que son ácidas o básicas.

Algunos de ellas forman parte de nuestro cuerpo, la naturaleza o son elaborados por el hombre.

Ejemplos:

- Ácido fórmico que emiten las hormigas

- La lluvia acida

- Sabor ácido de muchas bebidas y alimentos

- El acido del estomago

- Las bases que forman los jabones

- Antiácidos para la indigestión

Propiedades de los ácidos 1. Tienen sabor amargo:

– Bebidas carbonatadas

– Ácido cítrico y ascórbico

– Ácido acético

2. Se identifican por su reacción con algunos metales.

- El Al, Mg y Zn reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo hidrógeno

gaseoso.

- Ejemplo:

3. Los carbonatos metálicos y los carbonatos ácidos reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo dióxido de carbono gaseoso

-Ejemplo NaHCO3 (s) + HC2H3O2 (ac) -> NaC2H3O2 (ac) + H2O (l) +CO2 (g)

Bicarbonato de sodio

Ácido acético

Propiedades

de las bases

– Tienen sabor amargo

– Se sienten resbalosas

– Son suaves al tacto

Las soluciones ácidas y básicas tienen la capacidad de

conducir electricidad a diferencia de agua pura.

Práctica I :Escribe la fórmula balanceada de la reacción que ocurre

entre las siguientes parejas de reactivos.

a) Magnesio y ácido nítrico

Mg (s) + HNO3 (ac)

b) Aluminio y ácido sulfúrico

Al (s) + H2SO4 (ac)

c) Carbonato de calcio y ácido bromhídrico

CaCO3 (s) + HBr (ac)

d) Bicarbonato de potasio y ácido clorhídrico

KHCO3 (s) + HCl (ac)

d) Zinc y ácido nítrico

Zn (s) + HNO3 (ac)

e) Carbonato de magnesio y ácido clorhídrico

MgCO3 (s) + HCl (ac)

MgNO3 (ac) + H2(g) 2

Al2(SO4)3 (ac) + H2(g) 2 3 3

2 CaBr2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

KCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Zn(NO3)2 (ac) + H2 (g) 2

MgCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Iones en solución

Soluciones acuosas

Toda las soluciones con agua contienen

hidronio (H+) e hidróxido (OH-)

Las cantidades relativas de los dos iones determinan si una solución acuosa

es ácida, básica o neutral.

ÁCIDAS BÁSICAS NEUTRAS

Contienen más iones hidronio que hidróxido.

Contienen cantidades iguales de hidronio e

hidróxido

Contienen más iones hidróxido que hidronios

• El agua es el disolvente común del ácidos y bases. • El agua produce cantidad iguales de iones hidronio e hidróxido en un proceso

conocido como autoionización. • La autoionización es cuando dos moléculas de agua reaccionan

formando un hidronio y un hidróxido. H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH- (ac)

• El hidronio es un ion hidrógeno hidratado. ( una molécula de agua más un

hidrógeno. • Se utilizan los símbolos H+ o H3O+ para representarlo. • Una versión simplificada de la reacción anterior es:

H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac) • Se puede observar que posee ambas cantidad de ambos iones, por esa razón,

el agua es neutral.

Modelo de Arrhenius de ácidos y bases

Svante Arrhenius químico sueco.

en 1833 propuso el modelo de Arrhenius

El modelo establece que:

Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y se ioniza produciendo protones en solución acuosa.

Una base es una sustancia que contiene hidróxido y lo libera al disociarse en solución acuosa.

Ejemplo del modelo: Ácido HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac) Base NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)

– A pesar de ser útil para explicar muchas soluciones ácidas y básicas tiene algunas

fallas.

– Por ejemplo, NH3 (amoniaco), no tiene el grupo hidroxilo aunque produce Oh- en

solución y es una base conocida.

Modelo de Arrhenius de ácidos y bases

Modelo Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted – químico danés Thomas Lowry- químico inglés Independientemente, propusieron un modelo más amplio de ácidos y bases que en enfoca en el hidrógeno. Los ácidos son donantes de iones hidrógeno. La bases son receptores de iones hidrógeno.

¿Qué significa ser donante o receptor de

hidrógeno? – Los símbolos X y Y pueden utilizarse para representar elementos no metálicos o

iones poliatómicos negativos.

– Por lo tanto, la fórmula general de un acido puede escribirse como HX o HY.

– Cuando una molécula de ácido HX, se disuelve en H2O, dona H+ a una molécula de

agua, la cual actúa como base y acepta el H+

– Al aceptar H+ la molécula de H2O se convierte en un H3O+ (un ácido).

– Es un ácido porque tiene un protón extra que puede donar.

– Entonces el ácido HX se convierte en una base, X-.

HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac)

¿Por qué? Es una base porque tiene una carga negativa y puede aceptar rápidamente un ion hidrógeno positivo.

Continuación Por lo tanto, puede ocurrir una reacción inversa acido-base. El H3O+ puede reaccionar

con X- formando H2O y HX.

HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac)

ácido ácido conjugado

base base conjugada

ácido conjugado especie que se produce cuando una base acepta un ion hidrógeno. La base H2O acepta un ion H+ del ácido HX convirtiéndose en ácido conjugado H3O+.

base conjugada especie que resulta cuando un ácido dona un ion H+ a una base. El ácido HX dona su hidrógeno convirtiéndose en la base conjugada X-.

Continuación

– Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base.

– Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí

mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno.

Ejemplo: ionización de HF en H2O

HF + H2O ↔ H3O+ + F -

– Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base.

– Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí

mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno.

Ejemplo: ionización de HF en H2O

ácido ácido

conjugado base

base conjugada

Reacción directa Reacción inversa

Continuación Según Arrhenius, NH3 no es una base, sin embargo, para Brønsted-Lowry sí lo es.

Reacción directa:

Cuando NH3 se disuelve en H2O, el NH3 acepta un ion H (definición de base según B-L). Se forma NH4+. Por esta razón, NH3 es considerado una base según Brønsted-Lowry.

En la reacción inversa:

El NH4 cede un H+ para formar NH3 , y por consiguiente, actúa como ácido de B-L. El amonio es el acido conjugado de la base amoniaco.

El hidróxido acepta un H+ formando H2O, por lo tanto, es una base B-L. El hidróxido es la base conjugada del agua.

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

base ácido

conjugado ácido

base conjugada

Dependiendo de la reacción el H2O

puede actuar como ácido o base.

Por esta razón se le llama anfotérica.

Anfotérica que puede reaccionar ya sea

como un ácido o una base.

Práctica II: Identifica los pares conjugados en las

siguientes reacciones.

1. NH4+ (ac) + OH- (ac) ↔ NH3 (ac) + H2O (l)

2. HBr (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + Br - (ac)

3. CO32- (ac) + H2O (l) ↔ HCO3

- (ac) + OH- (ac)

4. HSO4- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + SO4

2- (ac)

Ácidos monopróticos

Importante:

Los hidrógenos que se pueden donar son los que se

encuentran enlazados a un elemento electronegativo.

Pueden donar un solo

hidrógeno

Monoprótico

HCL

HF

HClO4

HNO3

CH3COOH

HCOOH

Pueden donar más de un hidrógeno

Ácidos polipróticos

Dipróticos

• H2SO4

• H2CO3

Tripróticos

• H3PO4

• H3BO3 Importante:

Los ácidos polipróticos se ionizan por pasos.

Ionización del ácido fosfórico:

H3PO4 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + H2PO4 – (ac)

H2PO4

- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + HPO42- (ac)

HPO4

2- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + PO43- (ac)

Práctica III: Escribe los pasos de la ionización de los

siguientes ácidos polipróticos.

a) H2Se

a) H3AsO4

b) H2SO4

Anhídridos

– Algunos óxidos se vuelven ácidos o bases cuando reaccionan con H2O.

– Los óxidos de elementos no metálicos como C, S y N, producen ácidos en solución

acuosa.

– Los óxidos de elementos metálicos suelen formar soluciones básicas.

CO2 (g) + H2O (l) ↔ H2CO3 (ac)

SO3 (g) + H2O (l) ↔ H2SO4 (ac)

CaO (s) + H2O (l) ↔ Ca2+ (ac) + 2OH- (ac)

MgO (s) + H2O (l) ↔ Mg(OH)2 (ac)

Fortaleza de los ácidos ÁCIDOS

Fuertes Débiles

• Se ionizan completamente • Se ionizan parcialmente en solución acuosa

• Son reacciones en una sola dirección

• Son reacciones reversibles

• Producen menos iones • Producen la máxima cantidad de iones

• Buenos conductores de electricidad

• No pueden conducir electricidad con tanta eficiencia como los ácidos fuertes.

• Ejemplos: HCl, HClO4 , HNO3 , HI y H2SO4

• Ejemplos: HC2H3O2 , HCN, H2CO3 y H3BO3

Ecuaciones de ionización Ácidos Débiles:

HF + H2O ↔ H3O+ + F-

HCN + H2O ↔ H3O+ + CN-

HC2H3O2 + H2O ↔ H3O+ + C2H3O2-

H2S + H2O ↔ H3O+ + HS-

H2CO3 + H2O ↔ H3O+ + HCO3-

HClO + H2O ↔ H3O+ + ClO-

Ácidos Fuertes:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

HBr + H2O H3O+ + Br-

HI + H2O H3O+ + I-

HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-

HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-

Ácido débil Ácido Fuertes

Continuación

Ka: Constante de ionización ácida o

constante de acidez. Corresponde al valor de la expresión

de la constante de equilibrio de la ionización de un ácido débil.

El valor de Ka indica si los reactivos o productos se favorecen en el equilibrio.

Los ácidos débiles tiene el Ka más pequeño porque sus soluciones tienen las [ ] más bajas de iones y las más altas de moléculas no ionizadas de un ácido.

Constante de ionización ácida

Keq Brinda una medida cuantitativa del grado de ionización de un ácido.

Ejemplo: Para el ácido cianhídrico HCN

HCN (ac) + H2O ↔ H3O+ (ac) + CN-

La [ ] de H2O se considera constante en soluciones acuosas diluidas; por esta razón se combina con Keq y se obtiene la nueva constante Ka.

Práctica IV: Escribe las ecuaciones de ionización y las

expresiones de la constante de ionización ácida de los siguientes

ácidos.

1) HClO2

2) HNO2

3) HIO

Fortaleza de las Bases

La conductividad de las bases depende del alcance con que la base produce hidróxido

en solución acuosa.

BASES

Fuertes Débiles

• Se disocian por completo en iones metálicos e hidróxidos

• Solo se ionizan parcialmente en solución acuosa diluida formando el ácido conjugado de la base y el hidróxido

• Son reacciones en una sola dirección

• Ejemplos: NaOH, KOH, LiO, CsOH Ca(OH)2 y Ba(OH)2

• Ejemplos: CH3NH2,

• Son reacciones reversibles

Ecuaciones de ionización

Bases Débiles:

C2H5NH2 (ac) + H2O (l)↔ C2H5NH3+ (ac)+ OH- (ac)

CH3NH2 (ac) + H2O (l) ↔ CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

C6H5NH2 (ac) + H2O (l) ↔ C6H5NH3 +(ac) +OH- (ac)

Bases Fuertes:

NaOH (s) Na+ (ac)+ OH- (ac)

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)

LiOH (s) Li+ (ac) + OH- (ac)

CsOH (s) Cs+ (ac) + OH- (ac)

Ca(OH)2 (s) Ca2+ (ac) +2OH- (ac)

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Constante de ionización básica

Brinda una medida de alcance de la ionización de la base.

Ejemplo: Constante de ionización de la metilamina.

CH3NH2 (ac) + H2O ↔ CH3NH3+ (ac) + OH-

Kb (constante de ionización básica) es el valor de la expresión del la constante de equilibrio de la ionización de la base. Entre más pequeño sea Kb más débil es la base.

1. Hexilamina C6H13NH2

2. Propilamina C3H7NH2

3. Ion carbonato CO32-

4. Bisulfito HSO3-

Práctica V: Escribe las ecuaciones de ionización y las expresiones

de la constante de ionización de las siguientes bases.

C C O

C O H

H

H O

O H