Ácido-Base - Guía Contenidos PDF

TH, RICARDO OYARZUN CASANGA Ácido- Base - Guía Contenidos TEORÍAS ACIDO – BASE Existen varias teorías ácido-base, que tratan de explicar el comportamiento tanto de los ácidos como de las bases. Algunas teorías son muy restringidas y otras más generales y completa...

TH, RICARDO OYARZUN CASANGA Ácido- Base - Guía Contenidos TEORÍAS ACIDO – BASE Existen varias teorías ácido-base, que tratan de explicar el comportamiento tanto de los ácidos como de las bases. Algunas teorías son muy restringidas y otras más generales y completas que explican gran cantidad de sustancias. Al momento de clasificar una sustancia como ácido o base se deben tener en cuenta las tres teorías siguientes. TEORÍA CLÁSICA DE SVANTE ARRHENIUS ÁCIDO: Toda especie química que, al disociarse en solución acuosa, libera iones hidrógenos (H+) Ejemplos: + - HCl → H + Cl + - H2CO3 → H + HCO3 + + NH4 → H + NH3 BASE: Toda especie química que al disociarse en solución acuosa libera iones (aniones) hidroxilo (OH-). + - NaOH → Na + OH +2 - Ca(OH)2 → Ca + 2 OH + - KOH → K + OH CARACTERÍSTICAS GENERALES DE UN ÁCIDO presentan sabor agrio. se comportan como electrolito (conducen 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. Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2(g) CARACTERÍSTICAS GENERALES 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. 2 EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA Al revisar el equilibrio iónico del agua se pueden definir tres conceptos sumamente importantes en ácido-base, neutro, ácido y básico. Para la disociación del agua sabemos que: + - -14 H 2O → H + OH Kw = 1x10 + - -14 Kw = [H ]·[OH ] = 1x10 Por lo tanto se cumple siempre: Ambiente ácido Ambiente neutro Ambiente básico o alcalino + - + - -7 + - [H ] > [OH ] [H ] = [OH ] = 10 [H ] < [OH ] Ejemplos en la tabla siguiente: + - Ambiente [H ] [OH ] 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: + - -14 [H ] · [OH ] = 10 5 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 la solución. El + operador p es un logaritmo negativo (función exponencial) que permite transformar las concentraciones de H y de - OH muy bajas (baja concentración de iones) en cantidades más manejables, Así: p = -log Por lo tanto: + - -14 H 2O → H + OH Kw = 1x10 Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 (1) x * x x2 = 1.0 x 10-14 , si se aplica raíz cuadrada √x2 = √1.0 x 10-14 x= 1.0 x 10-7, por lo tanto: [H+]= 1.0 x 10-7 [OH-]= 1.0 x 10-7 (2) pH = -log [H+] = -log 1.0 x 10-7 = 7 (3) pOH = -log [OH-] = -log 1.0 x 10-7 = 7 (4) pH + pOH = 14 La escala de acidez considera soluciones ácidas, básicas y neutras. Para facilitar los cálculos se deben tener en cuenta las siguientes relaciones matemáticas: (1) [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 (2) pH = -log [H+] (3) pOH = -log [OH-] (4) pH + pOH = 14 Considerando el valor entregado por este operador se construye la escala de acidez y basicidad para las sustancias: Escala de Acidez o escala de pH [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 5 6 10 11 12 13 14 ← ACIDEZ ← → ALCALINIDAD → NEUTRO 6 Ejemplos de aplicación de las relaciones matemática de pH: (1) [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 (2) pH = -log [H+] (3) pOH = -log [OH-] (4) pH + pOH = 14 Ejemplo 1: 1) Si [H+] = 1X10-5, entonces: a) (2) pH = -log [H+] pH = -log [1X10-5] = 5 pH = 5 b) (4) pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH pOH = 14 - pH pOH = 14 – 5= 9 pOH = 9 c) (1) [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] [OH-] = 1.0 x 10-14 = 1x10-9 M [1X10-5] [OH-] = 1x10-9 M * Por lo tanto la sustancia es ácida 6 Ejemplo 2: - Si [OH ] = 1x10-3, entonces: a) (2) pOH = -log [OH-] pH = -log [1x10-3] = 3 pOH = 3 b) (4) pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 - pOH pH = 14 – 3= 11 pH = 11 c) (1) [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.0 x 10-14 [OH-] [H+] = 1.0 x 10-14 = 1x10-11 M [1X10-3] [H+] = 1x10-11 M * Por lo tanto la sustancia es básica Cálculo de pH en Ácidos y Bases Fuertes aplicado a sustancia químicas Ejemplo 1: - Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 1x10-3 M. Como el HCl es un ácido fuerte se disocia 100% y entrega todos sus iones: + - HCl → H + Cl 1x10-3M 1x10-3M + Como la [H ] = 1x10-3 M, entonces (2) pH = -log [H+] pH = -log [1X10-3] = 3 pH = 3 7 Ejemplo 2: - Calcular el pH de una solución acuosa de Ca(OH)2 cuya concentración es 1x10-2 M. Ca(OH)2 es una base fuerte, por lo tanto se disocia totalmente, entregando todos sus iones de la siguiente manera: 2+ - Ca(OH)2 → Ca + 2 OH 1x10-2 M 2 (1x10-2 M) 2x10-2 M - Si la concentración total de [OH ] es de = 2x10-2 M (2) pOH = -log [OH-] pH = -log [2x10-2] = 1,69 pOH = 1,69 Luego, (4) pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 - pOH pH = 14 – 1,69= 12,31 pH = 12,31 8  REFUERZA LO APRENDIDO Taller 1: TEORIA DE ARRHENIUS 1. Haga la disociación de las siguientes especies a) KOH + H2O → b) Mg(OH)2 + H2O → c) Al(OH)3 + H2O → d) H3AsO3 + H2O → e) H2CO3 + H2O → f) HClO2 + H2O → 2. Calcular pH si [H+] es : a) 1 x 10-2 b)3.5 x 10-5 c)1 x 10-8 d) 0.5 x 10-3 3. Calcular pH si [OH-] es : a) 1,25x10-1M b) 13,8x10-2M c) 2,7x10-7M d) 6,3x10-8M 4. Completa la siguiente tabla: H+ OH- pH pOH 1,2x10-8 1,3x10-3 3,7x10-2 8,0x10-4 4 5 5. ¿Cuál es la [H+] y el pH en cada una de las siguientes soluciones? a) 0,001 M de NaOH b) 20 gramos de NaOH en 500 ml de agua c) 0,02 moles de KOH en 2 litros de solución 9 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". Ejemplo 1: + NH3 + H2O ↔ OH- + NH 4 base 1 ácido 2 base conjugada 2 ácido conjugado 1 Ejemplo 2: - + CH3 - COOH + H2 O ↔ CH3 - COO + H3 O Ácido 1 base 2 base conjugada 1 ácido conjugado 2 Si nos damos cuenta en este ejemplo a diferencia del anterior el agua actúa como base, siendo que en el ejemplo anterior actuaba como ácido, este se debe a que algunas sustancias (como el agua por ejemplo) pueden actuar como ácido o bases, según las circunstancias, tales sustancias se denominan ANFOLITOS, quiere decir, que pueden tener ese doble comportamiento (ácido o base), según la reacción y la sustancia con la que estén reaccionando. Lo mismo ocurre con los ácidos que poseen más de un protón (polipróticos), pues los pierden de a uno, la especie original es un ácido y la final una base conjugada, los intermedios - son anfolitos. H2SO3 ↔ HSO3- ↔ SO3 2- Ácido anfolito base conjugada 1 base conjugada 2 El concepto ácido-base de Brönsted y Lowry es muy útil ya que amplía la teoría de Arrhenius para todas aquellas - sustancias con características básicas que no poseen OH , es evidente en esta teoría que no todos los compuestos que aceptan protones lo hacen con la misma intensidad, es decir, aparecen los conceptos de ácidos y bases fuertes (teoría de Arrhenius) y los conceptos de ácidos y bases débiles (teoría de Lowry – Brönsted). 10  REFUERZA LO APRENDIDO Taller 2: TEORIA DE BRÖNSTED - LOWRY 1.- Escriba los ácidos conjugados de las siguientes bases: a) OH- b) HS- c) NO3- d) HCO3- e) NH3 2.- Escriba las bases conjugadas de los siguientes ácidos: a) HCl b) HSO4- c) H20 d) H3PO4 e) H2AsO3- 3.-Complete (cuando corresponda) e identifique las especies acidas, básicas y sus respectivos conjugados de acuerdo con la teoría acido- base de Bronsted y Lowry 1. HCl ⇔ 2. H2S ⇔ 3. H2SO4 ⇔ 4. HSO4 - ⇔ 5. NH4 + ⇔ II.- Indique La base conjugada de la especie HSO4 el ácido del cual proviene la base CO3 -2 El ácido conjugado del H2SO4 La base de la cual proviene el ácido H2O 4 TEORÍA ELECTRÓNICA DE LEWIS Gilbert N. Lewis, encontró una manera distinta de definir ácidos y bases, en esta teoría no importa si hay presencia de oxígenos o de hidrógenos, aquí lo importante es la presencia o ausencia de electrones y la capacidad de aceptarlos o compartirlos. Así, un ácido puede definirse como una sustancia que acepta pares de electrones; una base, como una sustancia que tiene pares de electrones disponibles para compartir. ÁCIDO TODA ESPECIE DEFICIENTE EN ELECTRONES Y QUE RECIBE UN PAR (SUSTANCIA ELECTRÓFILA). BASE TODA ESPECIE QUE DONA UN PAR DE ELECTRONES LIBRES (SUSTANCIA NUCLEÓFILA). Ejemplos: La teoría de Lewis cumple la valiosa función de relacionar fenómenos químicos aparentemente diversos, demostrando que son fundamentalmente semejantes en causa y resultado. A menudo se aplica ésta como una teoría generalizada de reacciones, en las cuales las reacciones ácido-base de protones constituyen un caso especial. La mayoría de los químicos orgánicos encuentran que, tanto el concepto de Lowry-Brönsted como el de Lewis, son útiles separadamente. Debería comprenderse que una base de Lewis también es una base de Lowry-Brönsted. Sin embargo, las especies con déficit de electrones, como el trifluoruro de boro, BF3, cloruro de Aluminio, AlCl3 y cloruro de cinc, ZnCl2, son llamadas ácidos de Lewis para distinguirlas de los ácidos donadores de protones de Lowry- Brönsted. Resumen Teorías ácido – base Arrhenius Lowry-Brönsted Lewis + + Acepta electrones ZnCl2; Libera H HCl; HNO3 Libera H H3PO4 Ácido AlCl3 Base - + - Libera OH KOH; Mg(OH)2 Acepta H NH3 Comparte electrones F ; PH3 5 FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que es un ácido más fuerte, y si una base tiene mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte. La fuerza de un ácido o una base mide su capacidad para disociarse y formar iones, o sea, su capacidad como electrolitos. Recordemos que existen tanto electrolitos débiles como fuertes. Electrolitos fuertes son aquellos que están completamente o casi completamente disociados; electrolitos débiles son aquellos que están disociados sólo parcialmente. Reconocimiento de ácidos y bases fuertes y débiles En términos de ácidos y bases, es tanta la cantidad de compuestos que a veces se hace difícil reconocer cuando son fuertes y cuando son débiles, aquí hay una manera simple reconocer a unos y otros. *El H2SO4 está completamente disociado en iones HSO4-y H+, y por esta razón llamado un electrolito fuerte (ácido fuerte). Sin embargo, debe notarse que el ion HSO4- es un electrolito débil (ácido débil), que sólo está parcialmente disociado. ÁCIDOS FUERTES (sólo moléculas neutras) BASES FUERTES Son fuertes HCl; HBr; HI. En general son fuertes los hidróxidos de metales del El resto de los ácidos fuertes cumple la siguiente grupo I-A y II-A. fórmula: HaXOb, donde X es un no metal. Serán fuertes aquellos donde b-a ≥ 2. I-A LiOH; KOH; NaOH II-A Mg(OH)2; Ca(OH)2 H2SO4 4-2 = 2, fuerte HNO3 3-1 = 2, fuerte ÁCIDOS DÉBILES BASES DÉBILES Serán débiles cuando b-a ≤ 2. Otros hidróxidos, y las bases de brönsted y Lewis. Y todos aquellos que no tengan la fórmula HaXOb. - NH3, HCO , bases orgánicas, aminas. 3 H3PO4 4-3 = 1, débil HCN = débil H3BO3 3-3 = 0, débil H2S = débil REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Cuando un ácido reacciona con una base, sus propiedades se anulan (neutralización). Reacción de Neutralización: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O Al mezclar un ácido fuerte (A.F.) con una base fuerte (B.F.), reaccionan entre sí anulando sus propiedades. La neutralización puede ser total o parcial dependiendo de las cantidades que reaccionan. Si el pH final de esta reacción es 7 de neutralización, entonces la neutralización ha sido total, en cambio si el pH es menor que 7, significa que ha quedado algo de ácido y por ende si el pH es mayor que 7, ha quedado algo de base sin reaccionar. 6 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 En resumen: + - H + OH → H2O Para efectuar cálculos en reacciones de neutralización La ecuación para neutralización es parecida a aquella usada anteriormente en dilución, sólo que ahora se igualan las + - cantidades de H y de OH. + - [H ] = [OH ] Mác · Vác · N°H = Mb · Vb · N°OH 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 + - Como los moles de H deben ser iguales a los moles de OH en toda neutralización, la fórmula a utilizar en este caso es: Donde: Mác · Vác · 1 = Mb · Vb · 1 Mác = molaridad del ácido Mb = molaridad de la base Vác = volumen del ácido Vb = 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: Mác ∙ Vác · 2 = Mb · Vb 2 HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O Fórmula a utilizar: Mác · Vác = 2 ∙ Mb · Vb Otras reacciones de neutralización LiOH + HCl → LiCl + H2O KOH + HBr → KBr + H2O 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 → Fe2 (SO4)3 + 6 H2O 11 GLOSARIO Alcalinidad: Grado de basicidad que experimenta una sustancia en solución acuosa. En la escala de pH la zona alcalina se sitúa a valores superiores a 7. Se suele definir también como la capacidad que presenta el agua para aceptar protones de un ácido o neutralizarlos. Anfolito: Sustancia química que puede comportarse como ácido o base dependiendo con que sustancia reaccione. El agua, y las especies aniónicas ácidas, son ejemplos de anfóteros o anfolitos. Electrófilo: Sustancia química que atrae electrones o es atraída por ellos. Las especies con carga positiva y algunos compuestos químicos que no cumplen la regla del octeto en el átomo central son electrófilos (BH3, AlF3, +2 + Ca , Na ) Hidrólisis: Reacción química del agua con algún compuesto (orgánico o inorgánico), que permite descomponerlo en sus iones o sustancias constituyentes. Hidroxilo: Especie química con carga negativa que proviene de la disociación del agua. Presenta la estructura - [OH ]. Químicamente se comporta como una base muy fuerte capaz de aceptar protones de un ácido. Tornasol: Sustancia indicadora del grado de acidez de una sustancia. De color violeta vira al naranja-rojo cuando + hay un exceso de iones H. 12 Cuadro Resumen Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted-Lowry Teoría de Lewis Explican los conceptos de Se comportan como pH7 Electrolitos Fuertes Débiles Disociación Disociación completa parcial o nula 100% 13