Ácidos y Bases

Los ácidos y las bases son disoluciones acuosas que se caracterizan porque se disocian en iones hidrogeno, cuando son ácidos y en iones hidróxido cuando son bases, los primeros tienen sabor agrio; reaccionan en los metales produciendo efervescencia y las bases son de sabor amargo, disuelven el azufre, se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites.

Todas estas disoluciones tienen un uso común en las actividades diarias de los hogares, oficinas, industria, etcétera; se usan como limpiadores, desmanchadores y materia prima.

Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la característica de permitir el paso de la corriente eléctrica con mayor o menor facilidad.

Ácidos y bases son dos clases de productos químicos; los miembros de cada clase tienen una serie de propiedades comunes al ser disueltos.

Propiedades de los Ácidos

Los ácidos en soluciones de agua muestran las siguientes propiedades comunes:

Tienen un sabor agrio. Convierten el papel tornasol en rojo. Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, para producir gas de hidrógeno.

Clasificación

Ácidos Orgánicos

Ácidos Inorgánicos

Ácido cítrico, ácido carbónico, cianuro de hidrógeno, ácido salicílico, ácido láctico y ácido tartárico

Sulfuro de hidrógeno, ácido fosfórico, cloruro de hidrógeno y ácido sulfúrico

Propiedades de los Bases

Las bases en soluciones de agua tienen las siguientes propiedades comunes:

Tienen un sabor amargo. Convierten el papel tornasol en azul. Tienen una sensación resbaladiza.

Cuando una solución acuosa de ácido se mezcla con una solución acuosa de base, se obtienen agua y sal. Este proceso es llamado neutralización. Este proceso es completo si la solución resultante no tiene las propiedades de las bases ni los ácidos.

Clasificación

Bases Orgánicos

Bases Inorgánicos

La piridina y la etilamina.

Hidróxido de sodio, carbonato de sodio, bicarbonato de sodio, hidróxido de calcio y carbonato de calcio.

Características químicas

Ácidos monopróticos

Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (ac) + A− (ac) Ka

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).

Ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.

H2A (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HA− (ac)       Ka1

HA− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A2− (ac)       Ka2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO—4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2—4), donde Ka2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO—3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2-3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.

Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + H2A− (ac)        Ka1

H2A− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HA2− (ac)       Ka2

HA2− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A3− (ac)         Ka3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H2PO—4, luego HPO2-4, y finalmente PO3-4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.Neutralización

La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de sodio y agua:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido. Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0, lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción y se encuentran en concentraciones semejantes. La neutralización con una base más débil que el ácido resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido, producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco.

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN BRONSTED-LOWRY.

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base! NH2- + base + H+

Los ácidos y bases según Brönsted -Lowry los ácidos sustancias que ceden protones, las bases son sustancias capaces de aceptar protones.

En 1884 un químico sueco , Svante Arrhenius, propuso las primeras definiciones importantes de ácidos y bases. Un ácido es una sustancia que forma iones hidrógeno (H+) en una solución acuosa y una base es una sustancia que forma iones hidróxido (OH-) en solución acuosa. La teoría de Arrhenius fue muy útil pero no bastó para incluir a todos los compuestos que parecían tener propiedades ácidas y básicas. Para ácidos y bases en solución, las mejores definiciones pertenecen a la teoría de Brönsted-Lowry. En el margen se encuentran las definiciones de acuerdo con esta teoría. El término "protón" se refiere a un ion hidrógeno positivo (un átomo de hidrógeno sin electrón). El protón proviene de la ruptura del enlace covalente que une al hidrógeno con algún otro elemento. De acuerdo con la definición de Brönsted-

Lowry, un ácido es la especie que contiene hidrógeno en el cual el enlace covalente que une al hidrógeno se puede romper de manera que se libere el ion hidrógeno. Una base es una especie que es capaz de formar un nuevo enlace covalente con un protón donado por un ácido.

 El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química:

Ácido (1) + Base (2) ! Ácido (2) + Base (1)

Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2O! H3O+ + Cl

-En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

-Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O! H3O+ + F

-Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCl + H2O! H3O+ + Cl

-El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O! NH4+ + OH

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN SVANTE ARRHENIUS

Ya en  el siglo XIX, el químico sueco (de impronunciable nombre) Svante Arrhenius intuyó que la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas se debía a la existencia de iones positivos y negativos en las mismas.

Svante Arrhenius químico sueco quien durante el período de 1883-1887 desarrollo su teoría de la disociación electrolítica propuso que en soluciones acuosas los electrólitos fuertes existen principalmente como partículas cargadas llamadas iones. Estos iones se mueven con relativa libertad en solución y durante la electrólisis. Las conclusiones de Arrhenius se basaron principalmente en sus experimentos sobre el punto de congelación de las soluciones.

Arrhenius entonces definió a los ácidos como sustancias del tipo HX que en solución se disocian produciendo H+ y X-, definiendo a las bases MOH, como sustancias que en solución producen M+ y OH-, y a la neutralización como el resultado de la combinación de esos iones.

Se dio cuenta de que esos iones serían separados por un solvente polar, puesto que las fuerzas de atracción entre los iones en solución acuosa es pequeña y además hizo notar que la dilución debería favorecer la ionización. Cuando Arrhenius aplico los

mismos métodos experimentales a los electrolitos fuertes, tuvo dificultades. Arrhenius no pudo explicar la diferencia entre un tipo de electrolitos.

Tema3

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

La fuerza de un ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus moléculas s e disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando se disuelve en agua.Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de la siguiente manera:

Ácidos fuertes

Los ácidos fuertes, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos que en disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una cantidad de iones de H+.

Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y producen graves quemaduras en la piel.

Ácidos Fuertes Fórmula

A. perclórico HClO4

A. sulfúrico H2SO4

A. Yodhídrico HI

A. Bromhídrico HBr

A. Clorhídrico HCl

A. Nítrico HNO3

Ácidos débiles

Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por completo, es decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicos.El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y 99,5% permanece como moléculas.Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su concentración. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza es la disolución de sus moléculas en iones.Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para determinar

el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como cuánto daño puede hacer a las células del organismo.

Ejemplo: los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan severos daños a la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los ácidos débiles en bajas concentraciones, como el vinagre, no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a serlo: le mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y provoca irritación en él tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la cantidad de iones que liberan en una solución

Bases Fuertes

Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas capaces de disociarse totalmente en iones de Hidróxido. Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos y alcalinotérreos forman bases fuertes.

Las bases fuertes, aún en bajas concentraciones resultan ser muy corrosivas y dañinas para los tejidos, animales y vegetales.

Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la limpieza de las tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe manejarse con cuidado, porque puede producir quemaduras en la piel.

Bases Fuertes Formulas

Hidróxido de Litio LiOH

Hidróxido de sodio NaOH

Hidróxido de potasio KOH

Hidróxido de calcio Ca (OH)2

Hidróxido de estroncio Sr(OH)2

Hidróxido de bario Ba (OH)2

Hidróxido de magnesio Mg (OH)2

Bases Débiles

Bases débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian. Por ejemplo, el amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa 1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece intacto

Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férrico. La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero por ese motivo no dejan de ser importantes. La mayor parte de las reacciones químicas en los seres vivos se producen entre ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento.

Las bases débiles concentradas también deben manejarse con cuidado, pues resultan dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco con gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.

EQUILIBRIO ÁCIDO DÉBIL/BASE DÉBIL

Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el valor de pKa del ácido protonado. La disminución en la concentración de H+ en la solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada del ácido). En soluciones a menor pH (más ácidas), hay suficiente concentración de H+

en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se protone la base conjugada.

Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman las soluciones tampón.

Dureza de ácidos

En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad: alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co2+, etc.

Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc.

Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de numerosas reacciones.

Aplicaciones de los ácidos

Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.

Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes, y el zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la solución y aplicando electrólisis.

En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para producir sales. Por ejemplo, el ácido nítrico reacciona con el amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres.

Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola.

EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l) H3O+ (ac) + OH– (ac)

H3O+ · OH– Kc = ——————

H2O2

Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2

conocido como “producto iónico del agua”