ACIDOS Y BASES

-ACIDO: es cualquier sustancia que produce iones hidrógeno( H+) en solución.

Se considera al ión H+ como un átomo de hidrógeno que se le ha retirado un electrón, esdecir que consiste de un protón.

-BASE : es cualquier sustancia que produce iones oxhidrilo ( OH - ).

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY :

- ÁCIDO : es cualquier sustancia que actúa como dador de protones.Además se ha comprobado que : H+ + H2O ====== H3O+ (ión hidronio).

- BASE : es aquella que actúa como aceptador de protones.

Ejm : Antes : CH3COOH ====== H+ + CH3COO-

Ahora : CH3COOH + H2O (l) ==== H3O+ + CH3COO-

ACIDOS Y BASES

ES DECIR QUE CUANDO UN ÁCIDO DONA UN PROTÓN TIENE QUE HABER UNA BASE QUE LO RECIBA Y A LA INVERSA.

De aquí deducimos que la reacción de un ácido y una base debe siempre redundar en la formación de otro ácido y otra base.

O sea: ácido 1 + base 1 ===== ácido 2 + base 2

La base 2, que resulta del ácido 1. se dice que es la base conjugada al ácido 1.El ácido 2, que resulta de la base 1, se dice que el ácido conjugado a la base 1.

- Ácido: NH4+ , además de los ácidos corrientes.

- Bases : se considera aquellas sustancias que tienen iones oxhidrilo, también a aniones del ácido y el amoniaco (NH3)

El agua es un anfólito, es decir que puede actuar como ácido o como base.

La fuerza de un ácido se mide por la habilidad de donar protones al solvente, que es expresadopor su constante de ionización ( Ki)

La fuerza de una base se mide por la inversa de la constante de ionización del ácido conjugado a la base.

TEORIA DE LEWISEl ácido es una sustancia o ión capaz de aceptar un par de electrones.Una base es cualquier molécula que puede donar un par de electrones.Para una reacción ácido – base, entonces la base dona electrones al ácido con laformación de un enlace coordinado entre ambos.

Enlace coordinado es cuando uno de los átomos dona un par de electrones, que son compartidos por ambos átomos que forman el enlace.

Ejm : amoniaco : NH3 NH H

H

IONIZACION DEL AGUA :IONIZACION DEL AGUA :

-El agua se puede comportar como ácido y como base, pues al reaccionar con un ácido puede aceptar protones (base ) y al reaccionar con una base puede donarlos ( ácido ).

- La ionización del agua en iones hidronio ( H3+ )

y oxihidrilo ( OH- ), da lugar al equilibrio de la siguiente manera :

H2O + H2O ===== H3O+ + OH-

La constante de ionización del agua será :

Ka = aH3O+ x aOH

-

a2H2O

Donde :a = actividad de la sustancia

Constante del producto iónico del agua ( Kw ) :

Kw = [H+] [OH-]

Kw esta en función de la temperatura ;a 25°C : Kw = 1 x 10 -14

[OH-]

[H+]

Ejm : calcular la concentración del ión hidronioEn una solución acuosa 0.01 M de KOH a 25°C.

[OH-] [H+] =

Sabemos que :

1 x 10 -14

[0.01] [H+] = 1 x 10 -14

1 x 10 -14

[ H+] = ---------------- = 1 x 10-12 moles/l 1 x 10 -2

IONIZACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL

HA + H2O H3O+ + A-

OHHA

AOHa

xaaxaa

K2

3

AHAH

Ki

DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL

HA H3O+ + A-

Inicial : 1 0 0Disocia: α α αFinal : 1 – α α α

1

2

Ki

Ej : ácido acético ( CH3COOH )

IONIZACIÓN DE UNA BASE DÉBIL

NH3 + H2O NH4+ + OH-

OHNHNH

Ki3

4

IONIZACIÓN DE ACIDOS POLIPRÓTICOS

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+

Son aquellos que tienen 2 o más hidrógenos ionizables.

HCO3- + H2O CO3

-2 + H3O+

3

321

HCOCOHH

K

HHCOCO

K3

32

2

H2CO3 + 2H2O CO3-2 + 2H3O+

21

2

32

3*

2

KKH

COHCO

Ki

HIDRÓLISIS DE SALES DE ACIDOS BASES DÉBILES

HIDRÓLISIS : es la reacción de una sustancia con el agua, que altera la concentración de iones hidronio y oxhidrilo formados por la autoionización del agua.

Cuando la sustancia se disuelve, la solución formada puede permanecer neutra, volverse ácida o básica,si uno o más de los iones de la sal disuelta reaccionan con cualquiera de los iones del agua.

Las sales pueden ser de 4 tipos :-Ácido fuerte – base fuerte. - Ácido fuerte – base débil.-Ácido débil – base fuerte. - Ácido débil – base débil.

HIDRÓLISIS DE ÁCIDO DÉBIL – BASE DÉBIL :

Estas sales se disocian en mayor grado que los otros tipos, por que el anión y el catión reaccionan con los iones del agua para formar una base y un ácido no disociados.

La solución es neutra, si el ácido y la base formados son de la misma fuerza.

Ejm : acetato de amonio : CH3COONH4

HIDRÓLISIS DE SALES DE ACIDOS BASES DÉBILES

NH4+ + H2O ========= NH3 + H3O+

Ac- + H2O ========= HAc + OH-

-----------------------------------------------------------------------------------

NH4+ + Ac- + 2H2O ========= NH3 + HAc + H3O+ + OH-

Como el amoníaco y el ácido acético tienen igual constante de ionización ( Ki ), el grado de disociación es idéntico, o sea los productos de sus hidrólisis se hallan en concentraciones iguales.

Entonces : NH4+ + Ac- ======= NH3 + HAc

[ NH3 ][HAc ] Kh = -------------------- [ NH4

+ ][Ac- ]

[ NH3 ][HAc ] [OH-] [H+] Kh = ---------------------------------- [ NH4

+] [OH-] [Ac- ][H+]

K agua 1 x 10 -14 Kh = ---------------- = ---------------------------------- = 3.1 x 10 -4

K NH3 K Hac ( 1.8 x 10-5) ( 1.8 x 10-5)

Tenemos :

En general, si la solución no es muy diluída, para estas sales , tendremos :

K agua

Kh = ---------------- K ácido x K base

SUPERACIDOS

-Es un ácido con una acidez mayor que ácido sulfúrico 100%. -Disponibles comercialmente : * ácido trifluorometanosulfónico (CF3SO3H), ácido trifílico

* ácido fluorosulfúrico (FSO3H), siendo ambos más de mil veces más ácidos que el sulfúrico. -Los superácidos más fuertes se preparan combinando dos componentes: un ácido de Lewis fuerte y un ácido de Bronsted fuerte.

SUPERACIDOS- George A. Olah recibió el Nobel de Química en 1994. - Por sus investigaciones en superácidos y su uso en la observación directa de carbocationes. - El "ácido mágico" de Olah, por su facilidad para atacar hidrocarburos, se prepara mezclando pentafluoruro de antimonio (SbF5) con ácido fluorosulfúrico.- El más fuerte, el ácido fluoroantimónico, es una combinación de fluoruro de hidrógeno y SbF5.- El ácido fluoroantimónico es 1016 veces más fuerte que el ácido sulfúrico puro.

SOLUCIONES TAMPÓN-También soluciones reguladoras, aquellas que se oponen al cambio en su concentración del ión hidronio o del pH. Están constituidas por ácidos débiles y sus sales.- Ácidos débiles: ácido acético, cianhídrico, láctico, fórmico.- La solución de ácido acético y acetato de sodio, regula el pH entre 3.7 a 5.6. - Tiene una alta concentración de ácido acético no ionizado y una concentración alta de ión acetato de la sal disociada. - La reserva máxima contra un cambio de pH se obtiene cuando un ácido y la sal se mezclan en la relación molar de 1:1.

CALCULOS DE pHLas soluciones acuosas :-iones hidronio [ H3O+], ( ó [ H+] ), -iones oxidrilo [ OH-], -La solución puede ser ácida o básica, de acuerdo a quien se encuentra en mayor concentración.

1pH = - log [ H+ ] = log ------- [ H+ ]

- Es calculado a la Tde 25° C.

- La concentración está dada en moles/l

- El pH varía con la T : a 15° C es 7.12 a 50° C es 6.71

CALCULOS DE pH

- Si la [ H+ ] > 10-7 ,   entonces la solución es ácida, y pH < 7

- Si la [ H+ ] < 10-7 , entonces la solución es básica, y pH > 7

pH + pOH = 14

PRESERVANTES

Un preservante, es una sustancia que inhibe la propagación de microorganismos tales como bacterias y hongos. Estos productos son utilizados para prolongar la vida útil de los productos.La mayoría es de origen químico, pero también existen los de origen natural.

E101 Lactoflavina. Colorante amarillo. Origen: natural (huevos, leche, hígado). También se obtiene por medios químicos. Es la vitamina B-2 Alimentos: mantequillas, quesos, leches, productos de pastelería y postres instantáneos. Toxicidad: ninguna

E102 Tartrazina. colorante amarillo artificial. Pertenece al grupo de los colorantes azoicos. Alimentos: Productos de pastelería y pescados. Toxicidad: ALTA. Es peligroso. Puede producir asmas, alergias y eczemas, si se mezcla con analgésicos como la aspirina por ejemplo.

E103 Crisoina S. Colorante amarillo. Artificial. Prohibido desde 1978 en todos los países del mercado común. Alimentos: pastelería y helados Toxicidad: peligroso, especialmente para los niños.

E106 Fosfato de Lactoflavina. Colorante amarillo de la vitamina B-2. Muchas plantas lo poseen. También es conocido como E101a Alimentos: pescados y productos de pastelería. Toxicidad: no es tóxico.

Benzoato de sodioEs un preservante que actúa principalmente como bactericida, aún que también como fungicida en medios ácidos. Es utilizado principalmente en productos como:Vinagres. Bebidas carbonatadas, Jugos de fruta, Mayonesas, Otros.

Sorbato de Potasio Es la sal de potasio del acido sórbico. Es usado para preservar comida de colonias de hongos y levaduras. Las aplicaciones de este preservante son las siguientes:Vinos, Productos Cocinados., Quesos., Carnes y frutas deshidratadas., Higiene personal., Otros. Propionato de CalcioEs una sal orgánica formada por la reacción de hidróxido de calcio con acido propiónico. Es usado para preservar una gran variedad de productos, algunas de sus aplicaciones son las siguientes:Industria de la panificación. Productos horneados, Carne procesada, Leche, Otros.

E140 Clorofila A y B. Colorante verde que se extrae de plantas. se obtiene también químicamente. Alimentos: mostazas. Toxicidad: No es tóxico.

E211 Acido Benzoico. Puede presentar problemas toxicológicos y alergias. Su acumulación en el organismo puede riesgos de cáncer. Produce asma y urticaria si se toma al mismo tiempo que colorantes. En estudios llevados a cabo con animales provocó ataques epilépticos. ATENCIÓN: Si se mezcla con el E222 provoca problemas neurológicos. Alimentos: mariscos en conserva y caviar. Toxicidad: Muy peligroso. (No prohibido)

TITULACIONES ACIDO - BASE

Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producenal estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal mas agua.

NORMALIDAD :

Se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución.

N = # equiv. V (l )

W# equiv.= -------- PE

Para determinar el número de equivalentesse divide la masa de la sustancia entreEl peso equivalente de ésta :

El peso equivalente es el peso molecular de la sustancia dividido entre el número deprotones (si es un ácido), el número de hidroxilos (si es una base), el número de ligandos (si es una especie formadora de complejos), o el número de electrones que intercambia (si es un par redox).

PESO EQUIVALENTE :

Matemáticamente:

Para la titulación acido – base :Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-.

Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos.

Ejm : un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base.

Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

Esta relación se utiliza par averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa.

Dicha técnica recibe el nombre de titulación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización.

INDICADORES- Es una sustancia que permite medir el pH de un medio. - Generalmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. - Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

- Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa.

INDICADORES

INDICADOR COLOR Intervalo de pH de viraje

  Acido Alcalino   Azul de Timol rojo amarillo 1.2 – 2.8

Azul de bromofenol amarillo azul 3.0 – 4.6

Azol de bromotimol amarillo azul 6.0 - 7.6

Azul de Timol (2ª etapa)

amarillo púrpura 8.0 – 9.6

Naranja de metilo rojo amarillo 3.1 – 4.4

Rojo de metilo rojo amarillo 4.2 – 6.3

Fenoftaleína incoloro rojo 8.3 – 10.0

Tornasol rojo azul 6.1 – 7.2