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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA TEMA: ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases en este capítulo introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases

ÁCIDOS

� Poseen un sabor AGRIO, por ejemplo el vinagre (ácido acético), el limón (ácido cítrico), el yogurt (ácido láctico).

� Algunos metales activos (IA, IIA, Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2).

Ejemplo: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 � Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos

produciendo dióxido de carbono (CO2). � Modifican el color de las sustancias denominadas

indicadores. Uno de los indicadores más antiguos es un tinte vegetal denominado tornasol (vuelve de color rojo las disoluciones ácidas) y el otro indicador más habitual en un laboratorio es la fenolftaleína (en medio ácido la disolución con fenolftaleína es incolora)

� Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltas en agua.

BASES � Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto,

ejemplo: el jabón. � Modifican el color de las sustancias denominadas

indicadores: vuelve de color azul las básicas y en medio básico la disolución con fenolftaleína es roja grosella.

� Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltas en agua.

� Neutralizan a los ácidos (antiácidos)

Para poder definir en forma más objetiva, si una sustancia es ácida, se han podido establecer ciertas relaciones con su estructura interna, resultando así las siguientes teorías.

1. TEORÍA DE S. ARRHENIUS

A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los: ÁCIDOS.- Son sustancias que (al disolverse en agua) producen iones H +. Ejemplo: HCl(ac) → H+1 + Cl-1

BASES.- Son compuestos que (al disolverse en agua) originan iones (OH) –

Ejemplo: NaOH(ac) → Na+1 + OH-1

Nota: � La teoría de Arrhenius se aplica únicamente

en soluciones acuosas � Según Arrhenius, la reacción de

neutralización ocurre así: H+

(ac) + OH-(ac) → H2O(l)

2. TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY

En 1923, los químicos Brönsted y Lowry (danés e inglés), por separado, sugirieron un nuevo concepto para ambas especies químicas: ÁCIDOS.- Es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones (H+). Es un dador de protones. BASES.- Es un aceptor de protones, es toda sustancia capaz de ganar uno o más protones. Ejemplo:

HNO3 + H2O NO3- + H3O+ ácido base base ácido

conjugada conjugado

PROPIEDADES GENERALES

TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

“Año de la Promoción de la Industria Responsable y d el Compromiso Climático ”

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NH3 + H2O NH4+ + OH- base ácido ácido base conjugado conjugada

Nota: Las sustancias como el agua que se comportan como ácido o como base se les denominan ANFÓTERO

3. TEORÍA DE G.N. LEWIS

La teoría Brönsted tiene el inconveniente de que hay bastantes sustancias que presentan propiedades ácidas sin disponer de átomos de H ionizables en su molécula. G.N. Lewis, en 1938, como extensión a su teoría sobre el enlace covalente interatómico, propuso que: ÁCIDO.- Los ácidos podían definirse como receptores (aceptores) de pares de electrones (electrofílico) BASE.- Las bases las podían definirse como donadores de pares de electrones (nucleofílico) Ejemplo:

H F H F

H N •• + B F → H N → B F

H F H F

Ácido Base Aducto

Nota: � Los ácidos de Lewis son especies deficientes

de electrones, como los cationes (Fe+3, Ca+2, etc.) o sustancias cuyo átomo central no completa el octeto (BH3, AlCl3, etc.)

� Las bases de Lewis son aquellas que contienen pares de electrones libres (NH3, H2O, Cl-1, etc.)

� La reacción entre un ácido y una base de Lewis produce un compuesto de coordinación complejo o aducto.

Un electrolito es aquella sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente

consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Pueden ser: 1. Electrolitos fuertes.- Es aquella sustancia que al

disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible.

Ejemplo:

� Ácidos fuertes: HClO4; HI; HBr; HCl; H2SO4 y HNO3. Reacción de disociación: HClO4(ac) → H+1 + ClO4 -1

0,3M 0,3M 0,3M

� Bases fuertes: NaOH; KOH; RbOH, CsOH; Ca(OH)2; Sr(OH)2 y Ba(OH)2.

Reacción de disociación: Ca(OH)2(ac) → Ca+2 + 2 OH -1

0,2M 0,2M 0,4M

� Sales: NaCl, KNO3, etc. 2. Electrolitos débiles.- Es aquella sustancia que se

disocia en forma parcial o incompleta (generalmente menos del 5%), por lo tanto quedará una parte de la concentración inicial del electrolito en equilibrio con una cierta concentración de iones disociados. En otras palabras la concentración del electrolito antes y después del equilibrio, es decir la inicial y la final no serán iguales.

Ejemplo:

� Ácidos débiles: HF; HNO2; HCN; CH3COOH; HCOOH; etc.

� Bases débiles: Mg(OH)2; NH3; etc.

El agua presenta una conductividad muy baja debido a que se ioniza en muy poca proporción. Según Brönsted, es un anfiprótico: pudiendo actuar como un ácido o como una base, produciéndose el siguiente equilibrio:

H2O + H2O H3O+ + OH-

ELECTROLITOS

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

“Año de la Promoción de la Industria Responsable y d el Compromiso Climático ”

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A 25ºC: +

3C

2

[H O ][OH ]K

[H O]

−

=

y como la mayor parte de las moléculas de agua no se disocian, la concentración de agua se puede considerar constante y englobarla en KW, obteniendo:

donde:

KW: producto iónico del agua

Así, podemos distinguir tres tipos de disoluciones según las proporciones de los iones procedentes de la ionización del agua:

Neutras: [H3O+] = [OH-] = 10-7

Ácidas: [H3O+] > 10-7 y [H3O+] > [OH-]

Básicas: [H3O+] < 10-7 y [H3O+] < [OH-]

Propuesto por Sorensen en 1909. El pH es el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la concentración de iones hidronio).

De la aplicación de las propiedades de los logaritmos, y del conocimiento de los valores posibles de la concentración de iones Hidronio, obtendremos que el pH puede variar entre 0 y 14; de modo que los tipos de disoluciones se caracterizarán:

Si: pH=7; solución neutra.

Si pH<7; solución ácida.

Si pH>7; solución básica

De la misma manera puede definirse el pOH:

Se cumple a 25ºC:

ESCALA DEL pH

Intervalo de pH para Algunas Sustancias Comunes:

Sustancia Intervalo de pH

Jugo gástrico Refrescos Jugo de limón Vinagre Cerveza Orina (humana) Saliva (humana) Plasma sanguíneo (humano) Leche de magnesia Amoniaco casero

1,6 – 3,0 2,0 – 4,0 2,2 – 2,4 2,4 – 3,4 4,0 – 5,0 4,8 – 8,4 6,5 – 7,5 7,3 – 7,5

10,5 11 - 12

+ - -14W 3K [H O ][OH ] 10= =

POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)

pH + pOH = 14