2006-I 1

Teorías : Arrhenius Bronsted-Lowry LewisEquilibrio iónico del agua. pH.Soluciones Amortiguadoras.

2006-I 2

ACIDOS Y BASES LA TEORÍA DE ARRHENIUS

“¿Qué es un ácido?” Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa,1. Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar.2. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo3. Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo H2(g).Por ejemplo 2 HCl(ac) + Mg H2(g) + MgCl2 (ac)

2006-I 3

4. Reaccionan con los compuestos llamados bases

HCl(ac) + NaOH(ac) H2O + NaCl(ac) Ácido Base Agua Sal La Reacción de un ácido con una base se llama neutralización

El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.

2006-I 4

Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos son en realidad propiedades del ión hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

H-Cl H+ + Cl-

HIDRONIO

2006-I 5

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que también las bases (llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa, 1. Tienen un sabor amargo. (Nunca se deben probar las bases que se emplean en el laboratorio).2. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.3. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.4. Reaccionan con los ácidos formando agua y salesArrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidroxilo, OH-.

NaOH OH- Na+

HIDROXILO

2006-I 6

Ácidos y Bases de Arrhenius:

Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua

HX + H2O H+ + X-

Las bases liberan iones hidróxido en agua.

YOH + H2O OH- + Y+

2006-I 7

Iones hidrógeno o iones hidronio

HCl + H2O H+ + Cl- + ¿? H2O

H+

SOLVATACIÖN

.. ..

H H

- +

2006-I 8

AGUA

DIPOLARIDAD

2006-I 9

H

Par de

Electrones

Par de

Electrones

H

HH

H

+

..H H

....O O

H

HH

+

HIDRONIO

H+

H+

2006-I 10

Ahora se puede utilizar la definición de Arrhenius:

Un ácido es una sustancia que produce iones hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua.

Un ion hidronio es muy reactivo; puede transferir con facilidad un ion hidrógeno, H+

(que es un simple protón), a moléculas e iones.

H+ = H3O+

HIDRONIO

2006-I 11

Ácidos monopróticos, dipróticos y tripróticos

HCl ácido clorhídrico H2SO4, ácido sulfúrico HBr ácido bromhídrico H2CO3 ácido carbónico HNO3, ácido nítrico H3PO4 ácido fosfóricoHI, ácido yodhídrico H3PO3 ácido fosforosoHClO4 ácido perclórico H3AsO4 ácido arsénico

2006-I 12

ACIDOS FUERTES Y DÉBILESLos ácidos fuertes son lo que se ionizan por

completo o en una gran proporción en agua.

HCl, ácido clorhídrico H2SO4 ácido sulfúricoHBr, ácido bromhídrico HNO3 ácido nítricoHI, ácido yodhídrico HClO4 ácido perclórico

HCl(g) + H2O H3O+(ac) + Cl-

(ac)

2006-I 13

Los ácidos débiles son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida.

El ácido acético, CH3COOH , es un débil representativo.

CH3COOH(ac) + H20(1) CH3COO-(ac) + H30+(ac)

El vinagre comercial es una solución de ácido acético aproximadamente al 5% en masa. Otro ácido débil común es el ácido carbónico, H2CO3, que se forma

cuando se disuelve CO2 en agua. Todas las bebidas carbonatadas contienen H2CO3

2006-I 14

BASES FUERTES Y DÉBILES

Las bases fuertes se ionizan por completo (o casi) en agua El hidróxido de sodio, NaOH (también llamado lejía), es tal vez la base fuerte que resulta más familiar Incluso en forma sólida, el hidróxido de sodio es completamente iónico, existe como iones sodio y iones

hidróxido. El álcali destruye los tejidos con rapidez, causando quemaduras graves.

Todos los hidróxidos de metales alcalinos son muy solubles en agua. El hidróxido de calcio es poco soluble en agua.

LiOH + H2O Li+(ac) + -OH(ac)

NaOH + H2O Na+(ac) + -OH(ac)

KOH + H2O K+(ac) + -OH(ac)

2006-I 15

Entre las bases fuertes están todos los hidróxidos de metales alcalinos y también tres hidróxidos metálicos del Grupo II:

hidróxido de calcio, Ca (OH)2, hidróxido de estroncio, Sr(OH)2 e hidróxido de bario, Ba(OH)2

El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, es una base débil; su solubilidad en agua es tan baja que se

puede ingerir sin peligro en forma de un antiácido llamado leche de magnesio. Los hidróxidos de los

metales de transición son todos bases débiles y solubilidad en agua es baja.

Mg(OH)2 + H2O Mg+(ac) + -OH(ac)

2006-I 16

El amoniaco, otra base débil importante, es un gas a temperatura ambiente y se disuelve con facilidad en

agua produciendo una solución alcalina

NH3(ac) + H20 NH4+(ac) + OH-(ac)

El amoniaco se clasifica como una base débil porque una solución del mismo contiene una concentración

relativamente baja de iones hidróxido

En solución sólo se ioniza alrededor del 1% del amoniaco. La mayor parte del amoniaco permanece en

forma no ionizada.

2006-I 17

Reacciones de los ácidos con las bases: Neutralización

Ácido + Base Agua + Sal

Ejemplos:

HCl(ac) + NaOH(ac) H20 + NaCl(ac) H3PO4(ac) + 3 KOH(ac) 3H20 + K3PO4(ac)

Si se eliminan los iones espectadores se obtiene la misma

ecuación iónica neta.

2006-I 18

H+(ac) + OH-

(ac) H20(l)

H30+(ac) + OH-

(ac) 2H20(l)

Los realmente activos en una reacción de neutralización son los iones Hidronio e Hidroxilo

2006-I 19

Reacciones de los hidróxidos anfóteros con los ácidos y las bases

Anfótero: Aquel que reacciona tanto con los ácidos como con las bases

Al(OH)3(s) + NaOH(ac) NaAl(OH)4(ac)Como ácido Basefuerte Aluminato de Sodio

Al(OH)3(s) + 3 HCl(ac) AlCl3(ac) + 3 H20Como base ÁcidoFuerte Cloruro de Aluminio

2006-I 20

Definiciones de ácidos y bases de Bronsted-Lowry

Según la teoría de Bronsted-Lowry::

Ácido es todo compuesto capaz de ceder un protón.

Base es todo compuesto capaz de aceptar un protón.

HCl(g) + H20(l) H30+(ac) + Cl-

(ac)

Ácido Base Ácido Base más fuerte más fuerte más débil más débil

2006-I 21

Par conjugado base-ácido HCl(g) + H20(l) H30+

(ac) + Cl-(ac)

ácido-base Par conjugado

El HCl(g) (el ácido de Bronsted-Lowry) dona un protón al H20 y deja un ion cloruro, Cl-, que se

clasifica como la base conjugada. (la base conjugada es simplemente el ácido sin su protón.) En conjunto, HCl y Cl- son un par conjugado ácido-base. El agua y el ion hidronio forman otro par conjugado, donde

el agua es una base y el ion el ácido conjugado.

2006-I 22

HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl-

Ácido más Base más Ácido más Base más fuerte fuerte débil débil

En una reacción Acido-Base

El amoniaco gaseoso, NH3(g), reacciona con el cloruro de hidrógeno gaseoso,

HCl(g), no interviene hidróxido alguno, pero el NH3 (g) acepta un protón del

HCl(g) y por ello actúa como una base de Bronsted-Lowry.

2006-I 23

NH3(g) + H 0H NH4+

(ac) + OH-(ac)

Base Ácido (receptor de (donador de protones ) protones)

Cuando el amoniaco gaseoso se disuelve en agua, reacciona con ella en una medida muy limitada formando iones amonio e iones hidroxilo. En este sistema, el amoniaco actúa como receptor de protones (base) y el agua como donador de protones (ácido)

Equilibrio químicoLa disociación no es total

2006-I 24

NH3(g) + H OH NH4+

(ac) + OH-(ac)

Base debil Ácido

CH3COOH(l) + H OH H3O+(ac) + CH3COO-(ac)

Acido debil Base

Observa que en la reacción del agua con el amoniaco el agua actúa como ácido de Bronsted, pero en la reacción con el

Acido Acético el agua actúa como base de Bronsted. Se dice que el agua es anfiprótica; puede perder o ganar un protón

para actuar como ácido o como base.

CARÁCTER ANFIPRÓTICO DEL H2O

2006-I 25

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS

Según la teoría de Lewis:

Ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

Base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones.

2006-I 26

Aunque la teoría de Lewis parece diferente, es coherente con otras teorías.La teoría de Bronsted-Lowry se refiere al ión H+.La

definición de Lewis se refiere a los pares de electrones (que conllevan una carga

negativa).En la teoría de Bronsted-Lowry es el protón H (H+) el que se mueve.En la teoría de

Lewis,los electrones forman enlaces,que "tiran" de los átomos para llevarlos a sus

nuevas posiciones.

.. .. : F : H : F : H

.. l l .. l l : F—B + : N—H : F—B—N—H ¨ l l ¨ l l : F : H : F : H

¨ ¨ Ácido Base

2006-I 27

Acido BaseArrhenius Genera H+ Genera -OH

Bronsted-Lowry Donante de H+ Receptor de H+

Lewis Receptor de e- Donante de e-

Resumen

2006-I 28

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

Cuando se piensa en el agua, se dibuja la molécula de H2O. Pero

incluso el agua más pura no es por completo H2O. Alrededor de 1 molécula en cada 500 millones

transfiere un protón a otra, produciendo un ión hidronio y un

ión hidróxido.

2006-I 29

H20 + H20 H30+ + OH-

Acido Base Ácido Base

EQUILIBRIO QUÍMICO DEL H2O

Kw

Kw = [H30+][ OH-]

2006-I 30

La concentración de iones hidronio en el agua pura a 25ºC es 0.00000010, o 1.0 x 10-7 M. La concentración de iones hidróxido en el agua a

25ºC es también 1.0 x 10-7 M. Se emplean paréntesis rectangulares, [ ], para presentar las concentraciones en moles por litro, M. Para el

agua se tiene que :

[H3O+] = 1.0 x 10-7 M [OH-] = 1.0 X 10-7M

2006-I 31

En el agua pura, la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de

iones hidróxido. El producto de la concentración de iones hidronio por la

concentración de iones hidróxido a 25º C

Kw =(1.0 x 10-7)(1.0x10-7) = 1 x 10-14

Kw =[H30+][ OH-]

2006-I 32

KW = [H+][OH-] = 1.0 X 10-14 a 25ºC

Esto se llama producto iónico del agua, es siempre igual a una constante que se conoce

como la constante del producto iónico del agua, Kw, y cuyo valor es 1.0 x 10-14 a 25ºC. Por

sencillez, se comenzará a emplear aquí [H30+], sobreentendiéndose que los iones H+ en

solución están siempre hidratados.

2006-I 33

¿Cómo afecta la adición de un ácido al agua las

concentraciones de equilibrio de iones hidrógeno y de iones

hidróxido?

H2O H+ + OH-

2006-I 34

El jugo de limón tiene una [H+] 0.010 M. ¿Cuál es la concentración de [OH-] ?. Solución: Dato: [H+] = 1.0X10-2 M en forma exponencial.

De KW se tiene que [H+][OH-] = 1.0 X 10-14

La sustituyendo [H+] [1.0x10-2][OH-] = 1.0 X 10-14

luego [OH-] = 1.0 X 10-14

1.0 x 10-2

Respuesta =1,0 x 10-12 M

Si se conoce la concentración de iones hidrógeno, [H+], o la de iones hidróxido, [OH-], se puede calcular la concentración del otro ion, como se ilustra en este.

Ejemplo:

2006-I 35

Una muestra de bilis tiene una [OH-] de 1.0x10-6 M ¿Cuál es la [H+]?

SOLUCIÓN: Dato : [OH-]=1.0 X10-6 M

De KW se tiene que [H+][OH-] = 1.0 X 10-14

Sustituyendo[OH-] [H+][1.0X10-6] = 1.0 X 10-14

[H+] = 1.0 X 10-8 M Respuesta

2006-I 36

Los cálculos para el jugo de limón (un ácido) y la muestra de bilis (que es alcalina o básica) ilustran lo

siguiente.

En soluciones ácidas, [H+] es mayor de 1.0 x 10-7

En soluciones básicas, [H+] es menor de 1.0 x 10-7

En soluciones neutras, [H+] es igual a 1.0 x 10-7

La muestra de bilis descrita en el ejemplo es alcalina (básica); tiene una concentración de iones hidrógeno

inferior a 1.0 x 10-7.

2006-I 37

ESCALA DE pH

El pH de una solución se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, [H+]. El logaritmo (log) de un

número es el exponente (o potencia) al que es preciso elevar 10 para dar el número que se

especifica. En forma matemática, el pH se define como sigue:

pH= - Log [H3O+]

2006-I 38

[H+] pH

1 x 10-1 11 x 10-3 31 x 10-9 91 x 10-11 11

Siempre que

[H+] = 1.00 x 10-n el pH = n.

2006-I 39

Se podría decir que una solución tiene una concentración de iones hidronio de 1x10-6 mol / L, o decir que tiene un

pH de 6. Esto es lo que hace de la escala de pH algo

muy conveniente y razonable para los usuarios. Se ha adoptado de manera universal.El agua pura tiene una concentración de

iones hidrógeno de 1 x 10-7 mol / L y un pH de 7. Como lo indica la escala de pH que aquí se

muestra, cualquier solución neutra tiene un pH de 7.

2006-I 40

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

Neutralidad

Alcalinidad

Acidez

2006-I 41

pH aproximado de algunas solucionesSolución pHHCl 0.10 M 1.0Jugos gástricos 1.6 – 1.8Jugo de limón 2.3Vinagre 2.4 – 3.4Bebidas gaseosas 2.0 – 4.0 ÀcidoLeche 6.3 -6.6Orina 5.5 – 7.5Agua de lluvia (no contaminada) 5.6Saliva 7.0 NeutroSangre 7.35 – 7.45Clara de huevo (fresca) 7.6-8.0Bilis 7.8-8.6Leche de magnesia 10.5 BásicoAmoniaco casero 11NaOH 0.1 M (lejía) 13

2006-I 42

¿Cuál es el pH de la muestra de bilis del ejemplo anterior, que tiene una [H-] de 1.0 x 10-8 M? ¿Es ácida

o básica la solución?

Se sustituye la [H+] conocida en la expresión matemática del pH.

pH =-log [H+] ¡Advertencia! = -log (1.0 x 10-8) Hay que emplear el valor de [H+], no de [OH-].

pH = 8.0El pH de la muestra de bilis es 8.0. Como el pH

es mayor de 7, la solución es básica.

2006-I 43

Calcular el pH de una solución con una [H+] de 4.5 x 10-3 M.

Solución: pH =-log[H+]

=-log(4.5 x 10-3)=2.35

El pOH se define de manera similar al pH, excepto que en el caso del pOH se está hablando de [OH-] en lugar de [H+].

pOH = -log[OH-]

2006-I 44

[H+] pH [OH-] pOH 1X100 0 1X10-14 141X10-1 1 1X10-13 131X10-2 2 1X10-12 121X10-3 3 1X10-11 11 Soluciones ácidas1X10-4 4 1X10-10 101X10-5 5 1X10-9 91X10-6 6 1X10-8 81X10-7 7 1X10-7 7 Solución neutra1X10-8 8 1X10-6 61X10-9 9 1X10-5 51X10-10 10 1X10-4 41X10-11 11 1X10-3 3 Soluciones básicas1X10-12 12 1X10-2 21X10-13 13 1X10-1 11X10-14 14 1X10-0 0

2006-I 45

pH + pOH = 14

Los enunciados siguientes y la figura 2 resumen el efecto que sobre el pH y el pOH ejerce la adición de ácido o base.En una solución neutra, el pH y el pOH

son ambos iguales a 7 .La adición de un ácido hace que baje el

pH pero eleva el pOH.La adición de una base hace descender el

pOH pero eleva el pH.La suma del pH y el pOH siempre es

igual a 14.

2006-I 46

Ejemplo:

¿Cuál es el pOH de una solución que tiene un pH de 8.23?

Solución:

pH + pOH = 14 Por definición Así, pOH = 14 – pH pOH= 14 - 8.23 pOH = 5.77 Respuesta.

2006-I 47

¿Cuál es la [H+] del jugo de limón, que tiene un pH de 2.35?

Solución:Cuando se conoce el pH, se puede obtener la [H-] correspondientepor sustitución en la expresión del pH. Hay que seguir los pasos

que se muestran aquí.

pH = -log[H+] 2.35 = -log[H+]

Se multiplican ambos lados por –1. -2.35 = log[H+]

Se invierte la ecuación para dar log[H+] = -2.35

Se obtienen el logaritmo inverso (antilog) de ambos lados para hallar [H+].

[H+] = antilog –2.35 que es

10-2.35

2006-I 48

AMORTIGUADORES:CONTROL DEL pH

En química, un amortiguador (o regulador) es un par de sustancias químicas que, cuando están presentes en una solución dada, pueden mantener el pH casi constante cuando se agrega un ácido o una base. Se puede pensar en un amortiguador como en un dispositivo para absorber choques; tiende a reducir el impacto de los cambios drásticos en las concentraciones de H+ y OH-. Si los sistemas amortiguadores del organismo de una persona dejaran de funcionar, también lo haría la persona.

2006-I 49

Algunos amortiguadores importantesComponentes del amortiguador. Nombre del sistema amortiguador pH

CH3COOH / CH3COO- Ácido acético/ion acetato 4.76

H2CO3 / HCO3

- (Dióxido de carbono) ácido 6.46 carbónico/ion carbonato ácido

H2PO4- / HPO4

2- Ión fosfato diácido/ion fosfato 7.20 monoácido

NH4+/NH3 Ion amonio/amoniaco 9.25

* Los valores indicados corresponden a soluciones 0.1 M respecto a cada compuesto a 25ºC.

+ Este valor incluye las moléculas de CO2 disueltas como H2CO3 no disociado. El valor que corresponde al H2CO3 sólo es alrededor de 3.8

2006-I 50