cinÉtica quÍmica introducciÓn
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UNIDAD Nº 9 - CINÉTICA QUÍMICA - EQUILIBRIO QUÍMICO – EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN
CINÉTICA QUÍMICA
INTRODUCCIÓN
Hasta aquí se han estudiado las reacciones químicas analizando su estequiometría y las
variaciones de energía que las acompañan. Ahora, mediante la cinética química, estudiaremos la
velocidad con que trascurren.
La velocidad de una reacción indicará la cantidad de sustancia formada o transformada por
unidad de tiempo.
Hay reacciones químicas se producen rápidamente y otras lo hacen en forma lenta.
Por ejemplo, las explosiones son tan rápidas que resulta muy difícil medir su velocidad; y el caso
del cemento que necesita varios días para fraguar, es decir para endurecer, es una reacción lenta.
Muchas reacciones en las que participan de sustancias inorgánicas son muy rápidas, como una
reacción de neutralización: HCl + NaOH NaCl + H2O
Pero otras son lentas, como la corrosión del hierro, que se produce cuando el metal está en
contacto con el aire y el agua: 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 (reacción global, en realidad se da
en 2 etapas).
Hay reacciones extremadamente lentas, por ejemplo reacciones de desintegración radiactiva,
como el caso del carbono 14: 14C 12C + 2 neutrones 6 6
En la química de los compuestos orgánicos también encontramos reacciones rápidas y lentas.
Los factores que regulan la rapidez con que se producen estos cambios químicos, corresponden
a:
1- La naturaleza de los reactivos y de los productos
2- La concentración de las especies reactivas
3- El efecto de la temperatura
4- La influencia de agentes externos (catalizadores)
La manera más sencilla de estudiar una reacción química es que se produzca en fase homogénea,
en sistemas cerrados y bajo condiciones isotérmicas (a temperatura constante).
Por último, la finalidad la cinética química, es conocer bajo qué condiciones las reacciones son
más rápidas o más lentas, y a través del estudio de reacciones sencillas, obtener una teoría que se
pueda aplicar a reacciones más complejas.
VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de una reacción se mide en función de los cambios de concentraciones de las
sustancias que participan en ella, por unidad de tiempo transcurrido. La unidad en que se debe
expresar la concentración es molar, y para el tiempo se puede usar minuto o segundo.
Variación de concentración molar [ ] Referencias:
Velocidad = = [ ] = concentración molar
Tiempo transcurrido t = variación
t = tiempo
Cuando se mide la variación de concentración, tomando en cuenta a los reactivos (R), la
velocidad tendrá un valor negativo, debido a que en la variación de concentración:
[ R ] = [ R]final - [ R]inicial, los reactivos se consumen, y será: [R]inicial > [ R]final
Para el caso de los productos de la reacción (P), se dará lo contrario: [ P ] positivo, pues
[ P]final > [ P]inicial, debido a que estos se generan con el avance de la reacción.
Lo que interesa es el valor absoluto de la diferencia de concentración, y como la velocidad no
puede ser negativa, para que la velocidad de los reactivos sea positiva se tiene que multiplicar
por -1
- [ R] [ P]
VR = VP =
t t
También debemos tener en cuenta que no siempre en las reacciones los reactivos y los productos
se encuentran en relación de 1 mol a 1 mol (1:1). Por lo tanto no siempre las velocidades serán
iguales
a- R P 1 mol de R produce 1 mol de P, aquí VR = VP
b- R 2 P 1 mol de R produce 2 moles de P, aquí VR ≠ VP, será: VP = 2 VR
VR = 1/2 VP
c- 2 R P 2 moles de R producen 1 mol de P, aquí VR ≠ VP, será: VP = 1/2 VR
VR = 2 VP
d- 2 R 3 P 2 moles de R produce 3 moles de P, aquí VR ≠ VP, será: VP = 3/2 VR
VR = 2/3 VP
Por lo tanto si queremos encontrar una velocidad única de reacción, a la que llamaremos
velocidad global (VG), teniendo en cuenta todos los cambios, hay que incluir los moles que se
ponen en juego de cada sustancia en la reacción, y bastará con dividir cada velocidad por los
moles que participan de cada uno.
Para los ejemplos dados será:
- [ R] [ P] - [ R] [ P]
a- VG = = b- VG = =
t t t t
- [ R] [ P] - [ R] [ P]
c- VG = = d- VG = =
t t t t
Siendo la siguiente reacción de la forma: A + 2 B 2 C, las velocidades de cada reactivo
y del producto serán en cierto tiempo:
- [ A] - [ B] [ C]
VA = VB = VC =
t t t
Y la velocidad global será:
- [ A] - [ B] [ C]
VG = = =
t t t
Vinculando cada término, tenemos también:
VG = VA ; VG= ½ VB ; VG = ½ VC ; VA = ½ VB ; VA = ½ VC ; VB = VC = 2 VA
Vale aclarar que la velocidad de una reacción, es una velocidad promedio (V = velocidad media),
ya que para su cálculo se toman intervalos de concentración y de tiempo.
LEY CINÉTICA de una reacción
Experimentalmente se puede obtener una expresión matemática para calcular la velocidad de una
reacción. Para encontrar dicha expresión, se trabaja haciendo ensayos en donde solo se modifica
la concentración de uno de los reactivos y se mantiene constante la del otro (esto depende de
cuantos reactivos participen, aunque lo más común es que sean dos).
Para conocer cuál es la velocidad bajo esta condición, se mide una variable. El ejemplo más
común es una reacción en estado gaseoso, donde se podrá medir la variación de presión con los
productos formados, y de allí obtener valores de concentración (según las leyes del estado
gaseoso).
Luego se realiza el mismo procedimiento pero variando la concentración del segundo reactivo y
manteniendo constante la del primero.
Con este estudio “experimental” se obtiene una ecuación matemática en donde participan la
concentración de reactivos y una constante de proporcionalidad (k) llamada “constante de
velocidad específica”.
Cada reacción seguirá una ley que dependerá de la concentración molar de todos, de algunos
reactivos, o de ninguno, y que podrán estar elevadas a ciertos exponentes llamados “orden de
reacción”.
Por ejemplo: a- 2 A + B C V = k . [A] . [B]
b- A + 2 B C V = k . [A] . [B]2 Distintas leyes cinéticas
c- A + B C V = k . [B] según la reacción
d- A + C B V = k
k es la constante de velocidad específica, que depende de los reactivos que participen y de la
temperatura. Las reacciones son más rápidas con el aumento de la temperatura debido al aumento
de energía cinética entre otras. Por este motivo la contante modifica el valor de la velocidad
según la temperatura para una concentración dada de reactivo.
Los exponentes a los que se eleva cada reactivo (obtenidos mediante el estudio experimental),
son los órdenes de reacción para cada uno de ellos. En los ejemplos dados, caso a-: orden para
A =1, orden para B = 1. La suma de los órdenes de reacción de los reactivos nos da el Orden de
Reacción Total, que en este caso es 2
Para el caso b- orden total (o global) es =3, para c- = 1, y para d- = 0. En este último caso la
velocidad de la reacción no depende de la concentración de los reactivos y es constante cualquiera
sea la misma.
TEORÍA DE LAS COLISIONES
(TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN)
La Teoría de las Colisiones permite analizar la velocidad de las reacciones desde el punto de
vista de lo que ocurre a nivel molecular.
1º Hay que tener en cuenta que la velocidad de la reacción es directamente proporcional al
número de choques entre las especies químicas (moléculas, átomos o iones), por unidad de
tiempo. Esto a su vez depende de la cantidad de especies y del volumen donde se encuentren, o
sea de su concentración.
2º También hay que pensar que no todos los choques son efectivos, solo algunos son eficaces
para producir reacción química. Esto se debe a dos factores: energéticos y ubicación.
- Las especies tendrán que poseer un valor de energía cinética mínima para romper,
reubicar y formar enlaces. Esto depende directamente de la temperatura (energía
calórica).
- Cuando ocurre el choque entre las especies, estas deben estar convenientemente
orientadas.
Por ejemplo: para la reacción 2 HCl H2 + Cl2, solo una ubicación de las moléculas será
efectiva.
La energía cinética puede ser trasformada total o parcialmente en energía potencial química, que
en general es distinta entre reactivos y productos.
La Teoría del Estado de Transición postula que los reactivos pasan por un estado de transición
intermedio llamado Complejo Activado, cuyo valor de energía potencial es elevado y por ello es
muy inestable. Para que se produzca la reacción se tendrá que alcanzar ese nivel energético y
superarlo, de otra manera no habrá reacción.
La fracción de energía cinética que es transformada en energía potencial se denomina Energía de
Activación (Ea).
Diagramas de energía
Los diagramas de energía describen como se modifica el contenido energético del sistema a
medida que se va produciendo la reacción. Se grafica Energía potencial química vs. Coordenadas
de reacción (sentido o avance de reacción).
Choque
no eficaz
Choque
eficaz
En el caso de reacciones endotérmicas se observa que los productos quedan con mayor contenido
energético (energía potencial química), debido a que el sistema absorbió energía del entorno. Se
verifica que la H (variación de entalpía) será positiva. El momento de mayor contenido
energético corresponde al estado de transición o complejo activado.
En el caso de reacciones exotérmicas, se observa que los productos quedan con menor contenido
energético (energía potencial química) que los reactivos, debido a que el sistema liberó energía
hacia el entorno. Se verifica que la H (variación de entalpía) será negativa. El momento de
mayor contenido energético corresponde al estado de transición o complejo activado.
Catalizadores
La velocidad de una reacción puede ser modificada utilizando catalizadores. Estos agentes se
incorporan al sistema (o reacción), y pueden hacer variar la energía de activación (Ea).
Diagrama de energía
para una reacción
endotérmica
Diagrama de energía
para una reacción
exotérmica
Para que una reacción sea más rápida se deberá disminuir la Ea, y si se quiere que sea más lenta
se deberá aumentar la Ea. De aquí surge la clasificación de los catalizadores en: catalizadores
positivos o aceleradores y catalizadores negativos o desaceleradores o inhibidores.
Los catalizadores presentan las siguientes características:
- No son reactivos ni productos por lo que no se modifican durante la reacción
- Se recuperan al final de la reacción en el mismo estado inicial, lo que permite su reutilización
- No aportan ni consumen energía
- Son eficaces aun cuando las cantidades empleadas son muy pequeñas
- Son específicos, solo actúan en determinadas reacciones
- Funcionan igual tanto en un sentido de la reacción como en el otro
Pueden ser sustancias simples como algunos metales: Ni, Zn, Fe, Pd, Pt, etc.; sustancias
compuestas como: MnO2 (s), V2O5 (s), NO2 (g), ClO2 (g), etc,; iones como: Ag+, M2+, etc;
sustancias orgánicas como los CFC (clorofluorocarbonos), y biológicas como las enzimas.
Según el estado de agregación del catalizador, los procesos se denominan como:
- Catálisis homogénea, donde el catalizador se encuentra en el mismo estado de agregación
que el sistema.
- Catálisis heterogénea o de superficie, donde el catalizador se encuentra en el distinto
estado de agregación que el sistema.
“A mayor superficie de contacto, mayor acción del catalizador”
Diagrama de energía
para una reacción
exotérmica, con
y sin catalizador
EQUILIBRIO QUÍMICO (Ley de Acción de Masas)
Las reacciones vistas hasta ahora fueron escritas como reacciones donde los reactivos dan
productos, hasta agotarse, indicándose una transformación como de ida (con una flecha):
R P. Así expresadas se clasifican como “Reacciones Irreversibles” (o completas).
Variación de Concentración vs. Tiempo para reacciones irreversibles
Consideramos una reacción del tipo A B
En a un cierto tiempo, el reactivo A se agota, mientras que el producto B tendrá su máxima
concentración
En realidad hay muchas reacciones en las que una vez formados los productos, estos reaccionan
entre si y vuelven a dar los reactivos, indicándose la transformación como de ida y vuelta (con
una doble flecha): R P. Estas reacciones se clasifican como “Reacciones Reversibles” (o
incompletas).
En las reacciones reversibles habrá entonces dos velocidades, una directa (vd), y otra indirecta o
inversa (vi):
Vd
R P
V i
Una vez que comienza la reacción ocurre este fenómeno dinámico, pero luego de transcurrido un
tiempo, se igualan las velocidades directa e inversa, y a partir de ese momento las
concentraciones de todas las sustancias que participan permanecerán constantes en el tiempo.
Cuando se llega a esa instancia, se dice que la reacción alcanzó el “equilibrio químico”.
Por lo tanto sólo las reacciones reversibles, son reacciones de equilibrio.
Variación de Concentración vs. Tiempo para reacciones reversibles
Consideramos una reacción del tipo A B
Tanto el reactivo A y el producto B no se agotan, y en cierto tiempo sus concentraciones
permanecerán constantes. Se pueden dar dos situaciones → dos tipos de gráficos.
Teniendo en cuenta que las concentraciones se mantendrán constantes, se puede obtener una
ecuación matemática para cada reacción, llamada “Constante de Equilibrio”. La Ley de Acción
de masas, plantea que para calcularla se realiza un cociente entre las concentraciones molares de
los productos y de los reactivos, multiplicados entre sí y elevados a los correspondientes
coeficientes estequiométricos.
[P]b
a R b P Kc = kc = constante de equilibrio en función de las concentraciones
[R]a
Sea la reacción de la forma: a A + b B c C + d D
[C]c . [D]d
Kc =
[A]a . [B]b
Kc, es característica de cada reacción y depende de la temperatura. A una temperatura dada, el
valor de la kc será el mismo para cualquier valor de concentración inicial de los reactivos.
No se suele indicar sus unidades, ya que no hay una única expresión. De todas maneras se las
puede indicar si se requiere.
La reacción para la formación del amoníaco es: 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)
El planteo de la Kc será:
[NH3]2
Kc =
[H2]3 . [N2]
El concepto de equilibrio químico se aplica a reacciones en estado gaseoso. Si junto a los gases
intervienen sólidos y líquidos, estos no participarán de los cálculos.
Las constantes de equilibrio son datos teóricos, hallados experimentalmente y se encuentran
tabuladas (en tablas).
Entre las aplicaciones que tiene Kc, se utilizan para calcular cuáles serán las concentraciones
finales de las sustancias que participan en la reacción, teniendo como dato concentraciones
iniciales, entre otros ejemplos.
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en
equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión (o volumen) y temperatura.
Esta regla, conocida como el principio de Le Chatelier, establece que si se presenta una
perturbación externa sobre un sistema (reacción) en equilibrio, este se ajustará de tal manera que
se cancele dicha perturbación y vuelva a alcanzar una nueva posición de equilibrio. El término
perturbación significa un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera
el estado de equilibrio del sistema.
Al efectuar experiencias para verificar el principio, las perturbaciones se realizan de manera
independiente, o sea de a una a la vez.
Cambios de concentración de reactivos o productos
En un sistema en estado de equilibrio, alterar sus condiciones, puede perturbar dicho estado. Si
esto ocurre, el equilibrio evolucionará (se desplaza) hasta que se alcance un nuevo estado de
equilibrio. El principio de Le Châtelier afirma que el desplazamiento ocurrirá en el sentido que
reduzca al máximo o atenúe el efecto del cambio.
Por consiguiente, si un sistema químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un
reactivo o un producto), la reacción se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio
consumiendo parte de la sustancia agregada. A la inversa, eliminar una sustancia provocará que
la reacción se desplace en el sentido que forma más de esa sustancia.
Por ejemplo, para una la mezcla en equilibrio de H2, N2 y NH3, donde se produce la siguiente
reacción: 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g) (Reacción de Haber); la adición de H2 inducirá al
sistema a evolucionar (o desplazarse) de modo que se reduzca la concentración aumentada de
H2. Esto sólo se consigue consumiendo también N2 al mismo tiempo para formar más NH3.
Pensando de la misma manera la adición de más N2 a la mezcla en equilibrio provocará un
desplazamiento hacia la formación de más NH3.
La eliminación de NH3 también provocaría un desplazamiento hacia la producción de más NH3,
La adición de NH3 al sistema en equilibrio provocará que las concentraciones evolucionen en el
sentido que reduce la mayor concentración de NH3; es decir, parte del amoniaco agregado se
descompondría en N2 y H2.
Efectos de los cambios presión / volumen
Si un sistema está en equilibrio y se reduce su volumen, con lo cual aumenta su presión total, el
principio de Le Châtelier indica que el sistema responderá desplazando su posición de equilibrio
a fin de reducir la presión. Un sistema puede reducir su presión disminuyendo el número total de
moléculas de gas (menos moléculas de gas ejercen una presión menor).
Por lo tanto, a temperatura constante, reducir el volumen (aumento de presión) de una mezcla
gaseosa en equilibrio, provoca que el sistema evolucione en la dirección que reduce el número
de moles de gas (esto es oponerse al aumento de presión). A la inversa, un aumento de volumen
(disminución de presión) provoca un desplazamiento en la dirección que produce más moléculas
de gas (esto es oponerse la disminución de presión).
Por ejemplo, para una la mezcla donde se produce la siguiente reacción en equilibrio:
2 NO2 (g) N2O4 (g), si se aumenta la presión total reduciendo el volumen, el equilibrio
evolucionará hacia el lado que reduce el número total de moles de gas, que en este caso es el de
los reactivos. En la reacción hay 2 moles de gas reactivo (NO2) y 1 mol de gas producto (N2O4).
Hay mayor número de moléculas de reactivo que de producto. En consecuencia, un aumento de
presión (disminución de volumen total) origina que la reacción evolucione hacia el lado con
menos moléculas de gas que ocupan menos volumen, restableciendo así la presión. Por
consiguiente, es de esperar la conversión de NO2 en N2O4 hasta que se restablezca el equilibrio.
En el caso de una reacción donde el número de moles de productos gaseosos es igual que el
número de moles de reactivos gaseosos; un cambio de presión no influye en la posición del
equilibrio.
Es importante recordar que los cambios de presión y volumen no modifican el valor de Keq en
tanto la temperatura permanezca constante.
Es posible modificar la presión total del sistema sin cambiar su volumen. Por ejemplo, la presión
aumenta si se agrega más de cualquiera de los componentes reaccionantes al sistema. Ya hemos
visto cómo manejar un cambio de concentración de un reactivo o producto.
También se podría aumentar la presión total dentro del recipiente de reacción agregando un gas
que no intervenga en el equilibrio. Por ejemplo, se podría agregar argón a un sistema en
equilibrio, la presión que ejercerá este gas será la misma sobre ambas partes de la reacción
(reactivos y productos), por tanto, no provocará un desplazamiento del equilibrio.
Efecto de los cambios de temperatura
Los cambios de concentración o de presión parcial provocan desplazamientos del equilibrio sin
alterar el valor de la constante de equilibrio. En cambio, el valor de las constantes de equilibrio
cambia con la temperatura.
Las reglas de la dependencia de la constante de equilibrio respecto de la temperatura se deducen
aplicando el principio de Le Chatelier. Una forma sencilla de hacer esto consiste en tratar el calor
como si fuese un reactivo químico. En una “reacción endotérmica” (reacción que absorbe calor
al producirse) se puede considerar el calor como un reactivo, en tanto que en una “reacción
exotérmica” (reacción que libera calor al producirse) como un producto.
Endotérmica: Reactivos + calor productos
Exotérmica: Reactivos productos + calor
Como se ve en las representaciones anteriores, la indicación está dada en el sentido escrito (de
izquierda a derecha). Pero al ser reacciones reversibles, en el sentido inverso (derecha a
izquierda), sucede lo contrario.
Trabajando a presión/volumen constante, cuando se aumenta la temperatura, se beneficia la
reacción endotérmica ya que ésta absorbe energía calórica (consume reactivo). Esto hace que el
equilibrio evolucione o se desplace hacia la derecha, en dirección a los productos, y Keq
aumenta.
Trabajando a presión/volumen constante, cuando se disminuye la temperatura se beneficia la
reacción exotérmica ya que el sistema tratará de reponer la energía perdida. También se puede
interpretar que los productos absorben calor a medida que se transforman en reactivos. Esto hace
que el equilibrio evolucione o se desplace hacia la izquierda y Keq disminuye.
Exotérmica: Aumentar T da por resultado que Keq disminuya.
Endotérmica: Aumentar T da por resultado que Keq aumente.
EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN (EQUILIBRIO IÓNICO) PARA ÁCIDOS Y BASES
Para comenzar con la explicación de este concepto, debemos dar una serie de definiciones que
se han establecido para estas sustancias.
Importante: antes de leer esta sección, repasar como se formula (características estructurales)
de los ácido y los hidróxidos o bases, ya vistas.
ÁCIDOS Y BASES
Dentro de las clasificaciones más importantes de compuestos de la química inorgánica están la
de los ácidos y bases. Las definiciones que se propusieron a lo largo de la historia, se demuestran
experimentalmente cuando estas sustancias se disuelven en un solvente como el agua.
a- Teoría de Arrhenius (clásica). Svante Arrhenius (1887), publicó la primera explicación
satisfactoria de los fenómenos ácido-base que habían observado los químicos.
Definió un ácido como un compuesto que dona protones (H+) en solución. Ejemplos: HCl (ácido
clorhídrico), HNO3 (ácido nítrico), H2SO4 (ácido sulfúrico), etc.
H2O
HCl H+ + Cl-
Esta representación del fenómeno es aceptada, y donde el agua sobre la flecha indica que es el
solvente.
Pero en realidad el H+ no tiene existencia por sí solo, por lo que es más correcto escribir la
siguiente reacción completa:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Se observa que el protón (H+) queda incorporado a la molécula de agua formando el catión
hidronio H3O+
Definió una base como cualquier compuesto que dona iones hidroxilo (OH-) en solución.
Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio), Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio), Al(OH)3 (hidróxido
de aluminio), etc.
H2O
NaOH Na+ + OH-
Estas definiciones clásicas se basan en la disociación de los compuestos en iones en solución.
Esto implica que todos los ácidos y bases deben contener iones de hidrógeno e hidroxilo
intercambiables, respectivamente, en sus fórmulas.
La teoría explicaba la mayoría de los compuestos conocidos en ese momento, pero hubo algunas
excepciones. Los químicos sabían, por ejemplo, que los óxidos metálicos (MgO, CaO, etc.)
disueltos en agua exhibían propiedades de tipo base. Además, el amoníaco (NH3) en solución
exhibía las propiedades de una base. Los intentos de explicar estas excepciones condujeron a
nuevas definiciones de ácidos y bases.
b- Teoría de Bronsted-Lowry (moderna). Bronsted y Lowry (1923), dos químicos en diferentes
países, dieron independientemente nuevas definiciones de ácidos y bases para explicar las
excepciones a la teoría de Arrhenius.
Definieron a un ácido como cualquier especie química (compuesto con o sin carga eléctrica)
capaz de donar un protón. Esto es esencialmente lo mismo que la definición clásica, pero
incorpora a los iones.
Definieron a una base como cualquier especie química (compuesto con o sin carga eléctrica)
capaz de aceptar un protón. Aquí se aprecia la diferencia substancial respecto de la teoría de
Arrhenius. Generalmente, el protón que acepta una base proviene del agua.
Como ejemplo el amoniaco disuelto en agua:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Al aceptar un protón del agua, el amoníaco ha aumentado efectivamente la concentración de
iones hidroxilo en la solución. Esto explicaría las propiedades como las de una base clásica.
En esta teoría se debe considerar también la “Disociación del Agua”. Aunque a menudo se
piensa que el agua es simplemente un disolvente inerte, se disocia en iones:
H2O H+ + OH-
O mejor expresado aún H2O + H2O H3O+ + OH-
Esta es una reacción de equilibrio como lo indica la flecha doble. En realidad, existen muy pocos
iones en cualquier momento, ya que se recombinan rápidamente para formar agua molecular.
(Más adelante volveremos a trabajar este concepto).
c- Teoría de Lewis. Gilbert Lewis (1938) propuso que no todas las reacciones ácido-base
implican transferencia de protones, y basó su explicación mediante la teoría del enlace covalente,
con formación de un enlace covalente dativo.
Definió un ácido como una especie química (molécula o ion) que puede aceptar un par de
electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.
Definió a una base como una especie química (molécula o ion) que tiene pares de electrones
libres, disponibles para ser donados y formar enlaces covalentes dativos.
El amoníaco es una base de Lewis, ya que el nitrógeno posee un par de electrones sin compartir.
:NH3 + H2O NH4+ + OH-
Propiedades de los ácidos
Hemos definido todos los ácidos en función de una propiedad común, la capacidad de donar iones
de hidrógeno en solución. Por lo tanto, se debe esperar que todos posean un conjunto de
propiedades comunes. Las propiedades que nos interesan son las siguientes:
- Los ácidos cambian el papel tornasol azul a rojo. El papel tornasol contiene colorantes sensibles
a la concentración de iones de hidrógeno, se vuelve rojo cuando hay una alta concentración, azul
cuando hay una baja concentración.
- Los ácidos tienen un sabor agrio. Los limones contienen ácido cítrico, que les da su sabor agrio.
- Los ácidos reaccionan con los metales para liberar hidrógeno gaseoso. Por ejemplo:
Zn (s) + 2 H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g)
- Los ácidos reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para formar dióxido de carbono. Por
ejemplo:
CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
- Los ácidos reaccionan con las bases para formar sales y agua (reacción de neutralización). Por
ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O
(sal)
Propiedades de las bases
De la misma manera que los ácidos, todas las bases tienen propiedades comunes, como las
siguientes:
- Las bases cambian el papel tornasol rojo a azul. Esto es justo lo contrario del cambio que los
ácidos causan en el papel tornasol.
- Las bases poseen un sabor amargo y se sienten jabonosas cuando entran en contacto con la piel.
- Las bases reaccionan con ácidos para formar sales y agua (reacción de neutralización). Este es
el mismo tipo de reacción que se discutió anteriormente en ácidos.
Clasificación de ácidos y bases
Aunque todos los ácidos poseen ciertas propiedades en común, al igual que las bases, no todos
los poseen en el mismo grado. Algunos ácidos, por ejemplo, neutralizarán completamente el
hidróxido de sodio con concentraciones iguales, mientras que otros solo neutralizarán
parcialmente esta base. Como se puede suponer, las diferencias en la intensidad de los ácidos son
el resultado de tener distinta capacidades para donar iones de hidrógeno, y las diferencias en las
bases de tener distinta capacidades para donar iones hidroxilo o aceptar iones de hidrógeno.
Por este motivo, a su vez, los ácidos y las bases se clasifican en:
a- Ácidos y bases fuertes: son aquellos que se disocian por completo cuando se encuentran en
solución (reacción irreversible). No quedan moléculas sin disociar.
Ejemplos de ácidos: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4
Ejemplos de bases: NaOH, KOH, Mg(OH)2
Toda sustancia que se disocia totalmente al disolverse se denomina electrolito fuerte
b- Ácidos y bases débiles: son aquellos que se disocian parcialmente cuando se encuentran en
solución (reacción reversible). Por lo tanto, existen una mezcla en la que una parte se encuentra
como especie molecular y la otra como especie disociada.
Ejemplos de ácidos: HF, H2S, H2CO3, CH3COOH
Ejemplos de base: NH3
Es en este tipo de ácidos y bases que se puede aplicar el concepto de equilibrio. Por lo tanto
tendrán una constante de equilibrio: Ka = constante del ácido y Kb = constante de la base.
Para un ácido débil:
HA + H2O ⇌ H3O+ + A–
Análogamente, para una base débil:
B + H2O ⇌ B+ + OH–
Toda sustancia que se disocia parcialmente al disolverse se denomina electrolito débil
Pares acido-base conjugados
En todo equilibrio ácido-base hay transferencias de protones tanto en la reacción directa (hacia
la derecha) como en la inversa (hacia la izquierda). Por ejemplo, suponiendo la reacción de un
ácido que identificamos como HX, con agua: HX + H2O X- + H3O+
En la reacción directa HX dona un protón al H2O. Por tanto, HX es el ácido de Brønsted -Lowry,
y H2O es la base de Brønsted-Lowry porque lo acepta. En la reacción inversa el H3O+ dona un
protón al ion X-, de modo que H3O+ es el ácido y X- es la base. Cuando el ácido HX dona un
protón, queda una sustancia, X-, capaz de actuar como base. Análogamente, cuando H2O actúa
como base, genera H3O+, que actúa como ácido.
Un ácido y una base como HX y X-, que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón,
constituyen un par conjugado ácido-base. Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma
quitando un protón al ácido. Por ejemplo, OH- es la base conjugada de H2O, y X- es la base
conjugada de HX. De forma análoga, toda base tiene un ácido conjugado asociado a ella, que se
forma agregando un protón a la base. Así, por ejemplo, H3O+ es el ácido conjugado de H2O, y
HX es el ácido conjugado de X-
HX + H2O X- + H3O+
Acido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
pH = - log [H+] ó pH = - log [H3O+]
pH y acidez
Al analizar los ácidos y las bases, a menudo nos referimos a una solución o compuesto que es
ácido, neutro o básico de manera cualitativa. Este concepto es útil para nosotros en sentido
cualitativo, pero sería de mayor valor si se expresara en términos cuantitativos. Sera posible
responder a la pregunta de cuán ácida o cuán básica es una solución en relación con otra solución.
a. pH
Los ácidos donan protones (iones de hidrógeno, H+) en solución. Por lo tanto, la acidez de una
solución debe estar relacionada con esta propiedad. De hecho, la acidez de una solución está
relacionada con la concentración de iones de hidrógeno en esa solución.
Las concentraciones de iones de hidrógeno en soluciones ácidas y básicas son generalmente son
muy pequeñas. Por ejemplo, una solución de HCl, puede contener 0,01 moles de iones de
hidrógeno por litro de solución, y una solución de NaOH puede tener tan poco como 1 x 10-11
(esto es 0,00000000001) moles de iones de hidrógeno por litro de solución.
Para simplificar la expresión de tales términos, los químicos han transformado los valores de
concentración en números, llamados números o unidades de pH, que son más fáciles de utilizar.
Esto se hace de acuerdo con la siguiente ecuación:
La abreviatura log significa logaritmo, por lo que esto es una función logarítmica.
Si consideramos los dos ejemplos anteriores, puede ver cómo nos ayuda esta transformación. El
pH de la solución de HCl será - (log 0,01) = 2,0; el pH de la solución de NaOH será - (log 1x
10-11) = 11,0. Estos números, 2 y 11, son ciertamente más fáciles de trabajar que 0,01 y
0,00000000001.
b. pOH
De la misma manera se puede expresar para los hidroxilos
pOH = - log [OH-]
Aclaración: para los cálculos recordar también las funciones inversas:
[H+] = 10-pH y [OH-] = 10-pOH
Constante de disociación del agua (Constante de autoprotólisis), Kw
Retomando el caso de la disociación de agua, “autoionozación”:
H2O H+ + OH- ó H2O + H2O H3O+ + OH-
Considerando que se trata de una reacción de equilibrio, se puede calcular su constante de
equilibrio, que llamaremos Kw (w del inglés water)
Kw = [H+] . [OH-] ó Kw = [H3O+] . [OH-]
Aclaración: El H2O no participa en el cálculo, ya que es el solvente y su concentración casi
permanece constante. Se encuentra implícita dentro de la Kw.
Experimentalmente se ha comprobado que a 25ºC [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M
Por lo que Kw = 10-7. 10-7 = 1 x 10-14
Si se calcula el – log Kw, se llega a que 14 = pH + pOH
Esta constante depende de la temperatura, si la misma se aparta de 25ºC (temperatura estándar)
su valor se modificará. Es por eso que, si no se clara, las experiencias se consideran realizadas a
esa temperatura.
Escala de pH
Esta transformación da como resultado un rango de números de pH de 0 a 14, que se denomina
escala de pH.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH acido pH básico o alcalino
pH neutro
Un valor de pH menor que 7,0 significa que la solución es ácida; cuanto menor es el número,
más ácido. Una solución con un pH de 2,0 es más ácida que una con un pH de 4,0. Cualquier
valor de pH mayor que 7,0 significa que la solución es básica con números más grandes que
indican soluciones que son más básicas. El único valor en la escala que indica una solución neutra
es 7,0.
Medición del pH
Existen varios métodos de uso frecuente para medir el pH:
- Papel de tornasol. El papel tornasol es un papel recubierto con un tinte, que es rojo en un pH
ácido o azul en un pH básico. Solo indicará si una solución es ácida o básica; no dará un valor de
pH real.
- Papel de pH. El papel pH funciona según el mismo principio que el papel tornasol, pero utiliza
varios tintes diferentes. Al comparar el color del papel con un gráfico, el pH de una solución se
puede determinar dentro de una unidad de pH. Si se necesita una medición más cercana, se
pueden usar papeles especiales de rango estrecho para determinar el pH dentro de la unidad de
pH 0,1.
- Medidor de pH (pHmetro). La herramienta más precisa para medir el pH es el medidor de pH.
Esto hace uso de un electrodo sumergido en la solución y tiene una precisión de
aproximadamente 0,01 unidades de pH, dependiendo del equipo en particular.