CEPRE-UNI 2014 - I

Ácidos Bases

Sabor acre o agrio ( ) Sabor amargo y untuoso al tacto ( )

Cambian el color de pigmentos orgánicos (colorantes) conocido como indicadores. Por ejemplo: el papel de tornasol de azul a rojo

Cambian el color de los indicadores en sentido opuesto al realizado por los ácidos. Por ejemplo: el papel de tornasol de azul a rojo

La fenolftaleína es incolora en este medio La fenolftaleína es rojo grosella en este medio

La adición de base disminuye su cantidad, es decir se neutralizan.

La adición de ácido disminuye su cantidad, es decir se neutralizan.

Reacciona con metales activos (Zn, Fe, Mg, Ca) Tienen un tacto untuoso y resbaladizo a la piel, como el jabón, la lejía y la soda caustica.

Reacciona con carbonatos y bicarbonatos generando CO2

Las bases y los ácidos son corrosivos para la piel.

Vinagre (CH3COOH), Naranja (ácido cítrico), Aspirina (ácido acetilsalisilico), Acido muriático (HCl (ac)), Vitamina C (ácido ascórbico), Yogurt, etc.

Café y té (cafeína), hoja de coca (cocaína), sales efervescentes antiácidas (Andrews, Alka-Seltzer, Eno: NaHCO3), Mylanta (Mg(OH)2 y Al(OH)3), leche de magnesia (Mg(OH)2), etc.

ÁCIDOS Y BASES

( ) Ciertas propiedades como el sabor y el olor, sólo se pueden aplicar a ciertos sistemas no peligrosos o no mortales al hombre, como por ejemplo, el jugo de limón, jugo de toronja, vinagres, leche agria (ácido láctico), leche de magnesia, lejía, limpiadores de vidrios y de

drenajes, etc.

TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

Teoría de

ARRHENIUS (1884)

BRONSTED Y LOWRY(1923)

LEWIS (1923)

ÁcidoEspecie química que en solución libera iones H+

Especie química capaz de donar un protón (p+ ó H+)

H2O (l) H+(ac) + OH-

(ac)

Especie química capaz de aceptar uno o más pares de

electrones para formar enlaces covalentes dativos

BaseEspecie química que en

solución libera iones OH-

Especie química capaz de aceptar un protón (p+ ó H+)

H2O (l) + H+(ac) H3O+

(ac)

Especie química capaz de donar o ceder uno o más pares de electrones para formar enlaces covalentes

dativos

Observaciones:1) Ejemplos de ácidos:

H2S, HX, HClO4, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, COOHCOOH. (X= F, Cl, Br, I )

2) Limitaciones de la teoría de Arrhenius:

Define ácidos y bases en agua, y considera sustancias como hidrácidos, oxácidos e hidróxidos, que son moléculas o pares iónicos.

Sólo considera sustancias neutras que posean H y OH y que puedan ionizarse o disociarse en agua. Considera que el hidrógeno en agua existe en forma aislada, como el ion H+

(ac).

3) Establece que las reacciones de neutralización se dan entre un ácido (hidrácido u oxácido) y una base (hidróxido), produciendo la sal respectiva y agua.

4) Según Bronsted y Lowry, todo ácido genera su base conjugada y toda base genera su ácido conjugado

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5) Una reacción ácido-base, según Bronsted y Lowry, es la transferencia de protones (H+) de un ácido a una base.

El ion cloruro, es una base más débil que el H2O ya que el HCl se ioniza por completo en agua

El ion fluoruro, es una base más fuerte que el H2O ya que el HF se ioniza parcialmente en agua

En este proceso el NH3 es un ácido mucho más débil que el H2O, comportándose como base débil, razón por la cual acepta un protón del agua, generando los correspondientes conjugados fuertes.

6) Otros ejemplos :

HCl + H2O Cl- + H3O+ CH3COOH + HCl Cl- + CH3COOH2+

NH4+ + NH2

- NH3 + NH3 C2H5N + H2O C2H5NH+ + OH-

NH4+ + S2- NH3 + HS- C2H5OH + H2SO4 C2H5OH2

+ + HSO4-

NH3 + HCl NH4+ + Cl- C2H4O2 + H2O C2H3O2

+ + H3O+

7) Las Especies ANFIPRÓTICAS o ANFÓTERAS, son aquellas que pueden donar o aceptar protones; es decir, pueden comportarse como ácidos o como bases en las diferentes reacciones químicas. La teoría de Arrhenius no justifica el comportamiento anfiprótico.

Ejemplo:

8) La teoría de Lewis no está limitada a reacciones que impliquen H+ y OH- , sino que extiende los conceptos ácido-base a las reacciones en gases y sólidos y es importante en las moléculas orgánica y el producto de la reacción se denomina un aducto (o compuesto de adición).La reacción puede representarse como:

Fuerza relativa de ácidos y bases en agua

Ácidos y bases fuertes

Cuando la concentración de [H+] es igual a la concentración del ácido fuerte, es decir todo se ioniza Cuando la concentración de [OH-] es igual a la concentración inicial de la base fuerte, es decir todo se

ioniza

PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE

PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE

Cede H+Cede H+

CH3COO H + H2O CH3COO - + H3O+

BaseConjugada

AcidoConjugado

Acido Base

(Es el aducto)

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Ácidos y bases débiles

Los ácidos y bases débiles se ionizan y se disocian sólo parcialmente, respectivamente, por lo que la reacción del ácido y la base representan un equilibrio químico ácido – base, llamado Equilibrio iónico.

Ácido fuerte o base fuertes Ácido débil o base débil

Se ionizan o disocian completamente en agua, es una reacción irreversible: no hay equilibrio.

Se ionizan o disocian parcialmente en agua, es una reacción reversible: existe equilibrio.

Son electrólitos fuertes. Son electrólitos débiles.

Su base o ácido conjugado es débil. Su base o ácido conjugado es fuerte.

La concentración de [H+] o [OH-] está dada por la concentración inicial del ácido

Ácidos: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 (se ioniza en 2 etapas, es fuerte sólo en la 1° ionización)

Bases: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Ácidos: R-COOH (ácidos carboxílicos, y los otros diferentes a los de la izquierda

Bases: NH3 y sus derivados NH2 R (R = C6H5, C2H5, OH, CH3, etc)

Auto ionización del agua ( autoprotólisis) y la escala de pH

Mediante experimentos de conductividad se ha demostrado que el agua se ioniza muy poco, es por ello que es un mal conductor eléctrico, donde los iones se forman como resultado de la naturaleza anfiprótica del agua; algunas moléculas de agua ceden protones y otras aceptan protones. El equilibrio establecido está muy desplazado a la izquierda y la reacción directa es endotérmica, tal como lo demuestran sus constantes de equilibrio a diferentes temperaturas, denominada PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA, KW

Los iones hidronio, H3O + se pueden abreviar con los iones hidrógeno, H + para realizar cálculos.Podemos escribir la relación que se aplica a todas las soluciones acuosas, no solamente al agua pura.

En 1909, el bioquímico danés Soren Sorensen propuso el término del pH, para indicar la “potencia del ion hidrógeno” y de igual manera el pOH:

La constante de equilibrio para la autoionización del agua, se llama producto iónico del agua (KW) y experimentalmente se demuestra que a 25°C es igual a 1,0 x 10-14

KW = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 [H3O+] = [OH-] = 10-7

En 1 litro de agua pura, sólo están presentes 10-7 moles de H+ y 10-7

moles OH- de un total de aproximadamente 55,5 moles de agua

Ácido Débil Base Débil

La concentración [H+] es mucho menor que la concentración inicial del ácido débil.

La concentración [OH-] es mucho menor que la concentración inicial de la base débil.

Neutro

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A continuación tenemos algunas disoluciones acuosas con su pH, ordénalas en función creciente a su acidez: líquido estomacal (1), bicarbonato (9), coca cola (3), lejía doméstica (13), leche (6), agua potable (6), solución de azúcar (7), amoniaco casero 11). ¿Cuántas veces es más ácida una coca cola que la leche?

¡Cuál es la mejor manera de conservar la salud?, es fácil: ayuda a la QUÍMICA de tu cuerpo a mantenerse en equilibrio (homeostasis)

Gran parte del ácido que invade la corriente sanguínea de un ser humano proviene del dióxido de carbono que desprenden las células al oxidar la glucosa. ¿Cómo hace el cuerpo para mantener un pH constante?...Emplea amortiguadores Químicos. Una solución amortiguadora contiene cantidades relativamente elevadas de un ácido débil y una sal de este ácido (o una base débil y una sal de esa base)

Kw x 1014 = 0,115 (0°C) 0,292 (10°C) 0,68 (20°C) 1,0 (25°C) 1,45 (30°C) 2,92 (40°C) 5,47 (50°C)

Titulación (Neutralización) Ácido Fuerte - Base Fuerte

Es el proceso mediante el cual una solución ácida o básica, de volumen conocido pero de concentración desconocida, se neutraliza con una base o ácido, respectivamente, de concentración conocida, donde el volumen se determina experimentalmente en el proceso de titulación. En el punto de neutralización o de equivalencia, observable por el cambio de color de la disolución (se hace uso de un indicador ácido-base apropiado), se cumple que el número de equivalentes del soluto ácido y del soluto básico es el mismo. En la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto de neutralización (pH = 7) coincide con el punto de equivalencia, y se cumple para los solutos en las disoluciones ácida y básica que: