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Técnico Superior. Química del carbono

M Sc. Nelson Zamora Rodríguez Química Industrial

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UNIDAD 2: QUÍMICA DEL CARBONO.

Objetivos: Al finalizar el estudio de este material, el estudiante estará en capacidad de: 1. Explicar en qué consiste la acidez y basicidad en los compuestos orgánicos, así como su influen-

cia en la reactividad química de los compuestos. 2. Establecer relación entre las teorías de Lewis y Brönsted Lowry, a fin de comprender los con-

ceptos acidez y basicidad en los compuestos orgánicos. Contenido: 3. Acidez y basicidad de los compuestos orgánicos. 3.1 Ácidos y bases de Arrhenius. 3.2 Ácidos y bases de Lewis. 3.3 Ácidos y Bases de Brönsted Lowry. 3.4 Acidez y basicidad de los compuestos orgánicos e influencia de sustituyentes sobre la acidez. Los ácidos orgánicos son ampliamente utilizados en la industria alimentaria como aditivos. Como agentes de transformación se agregan para controlar la alcalinidad de muchos productos, pueden

actuar como tamponadores o simplemente como agentes neutralizantes. Como conservantes, pueden actuar como agentes antimicrobianos frente a los antioxidantes.



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3. Acidez y basicidad en los compuestos orgánicos.

Los términos ácido y base se han definido de varias formas, correspondiendo cada definición a un modo particular de considerar las propiedades de acidez y basicidad. Nos será útil observar ácidos y bases desde estos puntos de vista; el que elijamos dependerá del problema que se tenga a mano. Propiedades químicas de los ácidos y bases

Ácidos Bases Poseen un sabor agrio Colorean de rojo el papel de tornasol. Sus disoluciones conducen la electricidad.

La calidad de una disolución ácida como conductor depende no sólo de la concentra-ción de ácido, sino también de la naturaleza de éste, de modo que, a igualdad de concen-tración, la comparación de las conductivi-dades de diferentes ácidos permite estable-cer una escala de acidez entre ellos.

Desprenden gas hidrógeno cuando reaccio-nan en disolución con Zn o con algunos otros metales.

Tienen un sabor amargo característico. Al igual que los ácidos, en disolución acuosa

conducen la electricidad. Colorean de azul el papel de tornasol. Reaccionan con los ácidos para formar una

sal más agua.

3.1 Ácidos y bases de Arrhenius. Según la teoría clásica establecida por Arrhenius, un ácido es una sustancia que en disolución acuosa se ioniza dando iones hidrógeno, mientras que una base es una sustancia que en disolución acuosa da iones hidroxilo. La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: Ácido + base sal + agua Así, por ejemplo: HCI(aq) + NaOH(s) NaCl(aq) + H2O De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH− característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua: H+ + OH− H2O Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H+ procedentes del ácido serán neutrali-zados por los OH− procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido.



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Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras apro-ximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los procesos quí-micos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aun utilizando por su sencillez en aquellas circuns-tancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico. 3.2 Ácidos y bases de Lewis. Según la definición de Lewis, una base es una sustancia que puede suministrar un par de electrones para formar un enlace covalente y un ácido, una que puede recibir un par de electrones para formar un enlace covalente. De este modo, un ácido es un aceptor de pares de electrones, y una base un donante de pares de electrones. Este es el más fundamental de los conceptos ácido-base, y también el más general, ya que incluye todos los demás conceptos. Un protón es un ácido, pues es deficiente en electrones y necesita un par de ellos para completar su capa de valencia. El ion hidróxido, el amoniaco y el agua son bases, pues tienen pares de elec-trones disponibles que pueden compartir. En el trifluoruro de boro. BF3 el boro sólo tiene seis elec-trones en su capa externa, por lo que tiende a aceptar otro par para completar su octeto. El trifluo-ruro de boro es un ácido, y se combina con bases como el amoniaco o el dietil éter.

Entre otros ejemplos podemos citar:

HCl (g) + H2O (l) - H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).

NH3 (g) + H2O (l) - NH4+(ac) + OH–(ac)

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+). De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:

AlCl3 + :NH3 - Cl3Al:NH3



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3.3 Ácidos y Bases de Brönsted Lowry. De acuerdo a Brönsted y Lowry, un ácido es una sustancia que cede protones y una base es una sustancia que acepta protones. Sin embargo, esta teoría no inválida a la anterior, es decir, que el ácido clorhídrico, sulfúrico y otros compuestos conocidos anteriormente como ácidos, aún son considerados como tales. Los aniones 𝐻𝑆𝑂4

−, 𝐻𝐶𝑂𝑂− y 𝐶6𝐻5𝑂−, originados como resultado de la separación de protones de las moléculas ácidas, son las llamadas bases conjugadas de los correspondientes ácidos. Una reacción ácido base implica la transferencia de un protón desde un ácido a una base. Algunos compuestos pueden actuar unas veces como ácidos y otras como bases, esto está en dependencia de la sustancia con quien reaccionen.

a) H2O + HNO3 H3O+ + 𝑁𝑂3−

b) HNO3 + H2SO4 H2O-N+O2 + 𝐻𝑆𝑂4−

En la reacción a) el ácido nítrico actúa como ácido fuerte frente al agua, lo cual es lógico tratándose de un ácido mineral fuerte, sin embargo, en la ecuación b) actúa como base porque se encuentra frente al ácido sulfúrico que es un ácido más fuerte que él. Las dos especies, ácido y base, se necesitan en cualquier reacción de transferencia de protones, puesto que si un ácido cede un protón ha de haber una base que lo acepte Por eso las reacciones de transferencia de protones se conocen base que lo acepte. Por eso las reacciones de transferencia de protones se conocen con el nombre de reacciones ácido-base. Por ejemplo: El ion hidronio, el producto que resulta cuando la base H2O gana un protón, se llama ácido conjugado de la base y el ion cloruro, el producto que resulta cuando el ácido HCl pierde un protón, se llama base conju-gada del ácido. Otros ácidos minerales comunes como el H2SO4 y el HNO3 se comportan de manera similar a como lo hacen los ácidos orgánicos como el CH3COOH. Fuerza ácida. Cuanto menor sea el pKa (fuerza de acidez) mayor será la Ka (acidez) del compuesto y viceversa, es decir, a menor Ka, mayor pKa. Hay que tener presente que la acidez y basicidad son conceptos termodinámicos: no importa la velocidad a la que se alcance el equilibrio sino la posición de éste. Un ácido fuerte es el que tiene una elevada Ka, lo que significa que el equilibrio está muy despla-



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zado a la derecha, lo que a su vez implica una gran estabilización termodinámica de la base conju-gada en relación con el ácido que la genera termodinámica de la base conjugada en relación con el ácido que la genera. 3.3 Acidez y basicidad de los compuestos orgánicos e influencia de sustituyentes sobre la acidez. Los ácidos carboxílicos, son los ácidos orgánicos caracterizados por la presencia del grupo carbo-xilo y al igual que el agua tienen un comportamiento anfótero. En las fórmulas químicas, estos gru-pos pueden ser representados como –COOH, aunque existen otros compuestos orgánicos que tam-bién manifiestan características ácidas, como los alcoholes entre otros. Los ácidos orgánicos son generalmente ácidos débiles, con sólo el 1% de las moléculas RCOOH disociado en iones a temperatura ambiente y en disolución acuosa. Son sustancias polares, que pueden formar puentes de hidrógeno entre sí o con las moléculas de otra especie con valores de pKa entre 4 y 5. Sin embargo, la acidez es de aproximadamente un billón de veces mayor que la de los alcoholes, los cuales tienen valores de pKa de entre 15 y 18. Esto se debe a la disociación de los resultados de alcohol en un protón y un ión alcóxido. La disociación de un ácido carboxílico en agua conlleva la cesión de un protón al disolvente y la formación de un anión carboxilato. Normalmente, los valores de la constante de acidez de los áci-dos carboxílicos simples son de alrededor de 10-5 (pKa=5). Por ejemplo, la constante de acidez del ácido acético (CH3COOH) es de 10-4.7 (pKa=4.7). Aunque los ácidos carboxílicos no son tan ácidos como los ácidos minerales (HCl, H2SO4, HNO3) son mucho más ácidos que los alcoholes. Por ejemplo, el ácido acético es 1011 veces más ácido que los alcoholes más ácidos. Al igual que el protón del hidroxilo del agua, el protón del hidroxilo de un al-cohol es débilmente ácido. Una base fuerte puede sustraer el protón del hi-droxilo de un alcohol para generar un alcóxido. La constante de disociación ácida de los alcoholes varía según su estructura desde, aproximada-mente, 10-16 para el metanol hasta, aproximadamente, 10-19 para la mayor parte de los alcoholes terciarios.



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Ácidos orgánicos de uso cotidiano Ácido fórmico: es la causa del ardor de las picadas de las hormigas, es el más simple de los ácidos carboxílicos. Su nombre es originario de la palabra en latín para hormiga, formica. Ácido acético: es el principal ingrediente del vinagre. Su nombre se deriva del latín acetum, que significa agrio. Conocido y usado hace bastante tiempo por la humanidad, se emplea como condi-mento y conservante de alimentos. Ácido acetilsalicílico: conocido como aspirina y usado contra la fiebre y analgésico, es producido junto con el ácido acético, por la reacción de esterificación del ácido salicílico (2hidroxibenzoico) con el anhídrido acético (Shreve e Brink, 1980). El nombre del ácido salicílico deriva del latín del árbol de sauce, salix. Ácido cítrico: es el responsable de la acidez de las frutas cítricas. Para uso industrial, el ácido cítrico es fabricado por la fermentación aeróbica del azúcar de caña (sacarosa) o azúcar de maíz (dex-trosa) por una cepa especial de Aspergillus niger. Su mayor empleo es como acidulante en bebidas carbonatadas y alimentos. Ácido propiónico: es el responsable por el olor característico del queso suizo (Snyder, 1995). Du-rante el período principal de maduración de este tipo de queso, Propionibacterium shermanii, y microorganismos similares, convierten ácido láctico y lactatos a ácidos propiónico, acético y dió-xido de carbono. El CO2 gaseoso generado es responsable por la formación de los “huecos” carac-terísticos del queso suizo. Ácido butírico (butanóico): su nombre deriva del latín butyrum, que significa mantequilla. Produce un olor peculiar por la rancidez de la mantequilla. Es usado en la síntesis de aromas, en fármacos y en agentes emulsionantes (Parker, 1997). Ácido láctico: se produce por la fermentación bacteriana de lactosa (azúcar de la leche) por Strep-tococcus lactis. Fabricado industrialmiente por la fermentación controlada de hexosas de melaza, maíz y leche, se utiliza en la industria alimentaria como acidulante. Ácido sórbico (2,4-hexadienóico): se encuentra en muchas plantas y es utilizado como fungicida, conservante de alimentos y en la fabricación de plásticos y lubricantes (Parker, 1997). Ácido ascórbico: conocido como vitamina C, tiene su nombre químico que representa a dos de sus propiedades: una química y otra biológica. En cuanto al primero, es un ácido, aunque no pertenece a la clase de ácidos carboxílicos. Su característica ácida es derivada de la ionización de un hidroxilo y de un grupo enol (pKa = 4,25). Además, la palabra ascórbico representa su valor biológico en la protección contra la enfermedad escorbuto, del latín scorbutus (Lehninger et al., 1995). Bibliografía: Química, La ciencia central. González., M. 2 007. Química orgánica: Ejercicios y actividades. Universidad Politécnica de Valen-cia. España. 118 p.



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Jaramillo., Luz Marina. 2 002. Química orgánica general. Departamento de química, Universidad del Va-lle. Colombia. 65 p. Javier Gutiérrez Rodríguez. 2 007. Química orgánica Morrysond and Boyd. Química orgánica 5ª Ed. Enlaces de interés: Actividades de reforzamiento (trabajo independiente). 1. Investigue el significado de las palabras siguientes: protonación, ácido conjugado, base conjugada, an-

fótero, estérico, solvatación, efecto inductivo, Ka, Kb, 2. ¿En que difiere la Ka de la pKa y de qué manera se puede calcular? 3. ¿Cuáles son los principales usos que se le dan a los ácidos orgánicos? 4. ¿A qué se debe que las bases conjugadas manifiesten un potencial de ionización mayor que la del ácido

que procede?

Actividad Práctica: 1. El ácido nítrico (HNO3), reacciona con el amoniaco (NH3) para producir nitrato de amonio; escriba la

reacción e identifique el ácido, la base, el ácido conjugado producido y la base conjugada producida.

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