Acido -base con ejercicios, Apuntes de Química

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TEORÍA ÁCIDO-BASE

MAR VALDIVIESO ROS

QUILO

1.INTRODUCCCIÓN

• (^) CUANDO UN SOLUTO Y UN SOLVENTE DAN ORIGEN A UNA SOLUCIÓN, ESTA PRESENTA CIERTAS PROPIEDADES QUE DIFIEREN DE LAS CORRESPONDIENTES A LOS SUSTANCIAS PURAS.
• (^) AL HABLAR DE LAS PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES, SE MENCIONÓ QUE HABÍA UN CONJUNTO DE PROPIEDADES QUE SÓLO DEPENDÍAN DE LA CANTIDAD DE PARTÍCULAS (MOLÉCULAS O IONES), Y ÉSTAS ERAN LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
• (^) AHORA VEREMOS UNA DE LAS PROPIEDADES CONSTITUTIVAS , LA CUAL DEPENDE DE LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y QUE SE REFIERE A LA CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.

2. ÁCIDO-BASE

• (^) UN TIPO ESPECIAL DE ELECTRÓLITOS LO CONSTITUYEN LOS ÁCIDOS Y BASES.
• (^) TRADICIONALMENTE LOS ÁCIDOS SE CARACTERIZAN POR TENER UN SABOR AGRIO, CORROER LOS METALES, ENROJECER EL PAPEL TORNASOL Y PERDER TODAS SUS PROPIEDADES ÁCIDAS AL PONERSE EN CONTACTO CON UNA BASE.
• (^) LAS BASES SE CARACTERIZAN POR TENER UN SABOR AMARGO, SE SIENTEN JABONOSO, COLOREAR DE AZUL EL PAPEL TORNASOL Y PERDER TODAS SUS PROPIEDADES AL PONERSE EN CONTACTO CON UN ÁCIDO.

• DE MANERA SENCILLA, SE PUEDE SEGUIR ESTA EVOLUCIÓN A TRAVÉS DE 3

TEORÍAS QUE AHORA SÓLO ESQUEMATIZAREMOS.

• TEORÍA DE ARRHENIUS:

• (^) LOS ÁCIDOS CEDEN H+^ (PROTONES).
• (^) LAS BASES CEDEN OH-^ (IONES HIDRÓXIDO).
• (^) ESTA TEORÍA NO EXPLICABA EL COMPORTAMIENTO DE ALGUNAS BASES QUE NO TIENEN OH-, COMO POR EJEMPLO EL AMONIACO (NH3).
• (^) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY:
• (^) LOS ÁCIDOS CEDEN H+.
• (^) LAS BASES ACEPTAN H+.
• (^) SEGÚN ESTA TEORÍA, LOS ÁCIDOS Y LAS BASES SE NECESITAN PARA PODER COMPORTARSE COMO TALES, PERO NO EXPLICABA ALGUNAS REACCIONES EN LAS QUE NO HAY TRANSFERENCIA DE PROTONES, COMO POR EJEMPLO: BAO + CO 2 ↔ BACO 3.

2.1. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES.

• (^) A PARTIR DE AHORA, UTILIZAREMOS UNA COMBINACIÓN DE LAS TEORÍAS DE ARRHENIUS Y DE BRÖNSTED-LOWRY PARA PLANTEAR LAS REACCIONES DE DISOCIACIÓN MÁS COMUNES.
• (^) EN GENERAL, LOS ÁCIDOS CEDERÁN H+^ Y LAS BASES CEDERÁN OH-, EXCEPTO EN ALGUNOS CASOS EN QUE LOS ÁCIDOS CEDERÁN H+^ Y LAS BASES LOS ACEPTARÁN A CAMBIO DE LIBERAR OH-^ EN COMBINACIÓN CON EL AGUA:
• (^) EN GENERAL, PLANTEAREMOS LAS DISOCIACIONES ASÍ:
  • (^) ÁCIDO: HA → H+^ + A- BASE: BOH → B+^ + OH-
• (^) PARA UN ÁCIDO , COMO EL ACÉTICO , ESTAS DOS REACCIONES DE DISOCIACIÓN SON EQUIVALENTES PORQUE EL IÓN HIDRONIO (H 3 O+) NO ES MÁS QUE UN PROTÓN (H+) HIDRATADO: - (^) CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO- + H 3 O+^ CH 3 COOH ↔ CH 3 COO-^ + H+
• (^) UNA BASE COMO LA SOSA SE DISOCIARÍA ASÍ:
  • (^) NAOH → NA+^ + OH-
• (^) PERO EL AMONIACO, QUE ES UNA BASE SIN OH-, NECESITA QUE PLANTEEMOS LA DISOCIACIÓN INCLUYENDO EL AGUA: - NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 +^ + OH-

3. PRODUCTO DE IONIZACIÓN DEL AGUA.

• (^) EL AGUA, DEPENDIENDO DE LAS CIRCUNSTANCIAS, PUEDE ACTUAR COMO ACEPTOR O DADOR DE UN PROTÓN. FUNCIONA COMO UNA BASE EN REACCIONES CON ÁCIDOS TALES COMO EL ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCL) Y EL ÁCIDO ACÉTICO (CH 3 COOH), Y COMO UN ÁCIDO CON BASES TALES COMO EL AMONIACO (NH 3 ).
• (^) EL AGUA NO ES UN COMPUESTO IÓNICO, PERO PRESENTA UNA NOTABLE POLARIDAD QUE LE PERMITE DISOCIARSE DÉBILMENTE EN IONES: H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O

• OH

• (^) ESTA DÉBIL DISOCIACIÓN ES UN EQUILIBRIO Y POR TANTO, TIENE UNA CONSTANTE ASOCIADA (QUE SERÁ PEQUEÑA):

4. CONCEPTO DE PH.

• (^) LAS DISOLUCIONES SE PUEDEN CLASIFICAR EN ÁCIDAS, BÁSICAS O NEUTRAS, SEGÚN SU PROPORCIÓN RELATIVA DE H 3 O+^ Y OH-.
• UNA DISOLUCIÓN ES NEUTRA SI AMBAS CONCENTRACIONES SON IGUALES, [H 3 O+] = [OH-] = 10-7^ M,
• (^) [H 3 O+] > [OH-] LA DISOLUCIÓN ES ÁCIDA , [H 3 O+] > 10-7^ M
• [H 3 O+] < [OH-] LA DISOLUCIÓN ES BÁSICA , [H 3 O+] < 10-7^ M
• (^) A PRINCIPIOS DEL SIGLO XX, EL QUÍMICO DANÉS SÖRENSEN INTRODUJO EL CONCEPTO DE PH PARA SIMPLIFICAR EL USO DE LAS CONCENTRACIONES DEL IÓN HIDRÓGENO. DE ESTA FORMA:
• (^) PH = - LOG [H 3 O+]
• (^) POH = - LOG [OH-]
• (^) PH + POH = 14
• (^) ASÍ TENEMOS:
• UNA DISOLUCIÓN ES NEUTRA SI [H 3 O+] = [OH-] = 10-7^ M, ES DECIR SI PH = 7
• (^) LA DISOLUCIÓN ES BÁSICA SI PH > 7.
• (^) LA DISOLUCIÓN ES ÁCIDA SI PH < 7.
• POR LO TANTO, EL PH DE UN ÁCIDO O DE UNA BASE SE PUEDE CALCULAR DETERMINANDO LA CONCENTRACIÓN DE LOS PROTONES EN DISOLUCIÓN.

4.1. MEDIDA EXACTA DEL PH. 4.2. MEDIDA APROXIMADA DEL PH.

• EL VALOR DEL PH SE PUEDE MEDIR DE FORMA PRECISA MEDIANTE UN POTENCIÓMETRO, TAMBIÉN CONOCIDO COMO PH-METRO. ESTE INSTRUMENTO MIDE DIRECTAMENTE LA DIFERENCIA DE POTENCIAL ENTRE DOS ELECTRODOS, QUE NORMALMENTE ESTÁN COMBINADOS EN UNO SOLO LLAMADO SONDA, SIMPLEMENTE SUMERGIENDO LA SONDA EN LA DISOLUCIÓN
• (^) TAMBIÉN SE PUEDE MEDIR DE FORMA APROXIMADA EL PH DE UNA DISOLUCIÓN USANDO PAPEL INDICADOR.
• (^) EL PAPEL INDICADOR ES UN PAPEL ABSORBENTE IMPREGNADO DE UNA MEZCLA DE INDICADORES CUALITATIVOS (SUBSTANCIAS QUE TIENEN DIFERENTE COLOR SEGÚN EL PH). EL PAPEL INDICADOR DE PH SE CONOCE TAMBIÉN COMO PAPEL DE LITMUS O PAPEL TORNASOL.

5. PARES ÁCIDO/BASE CONJUGADOS.

• (^) COMO YA HEMOS VISTO, PARA QUE UNA SUBSTANCIA SE COMPORTE COMO UN ÁCIDO HAY QUE ENFRENTARLA A OTRA QUE PUEDA ACTUAR COMO BASE, Y VICEVERSA. ESTA REACCIÓN SE CONOCE COMO NEUTRALIZACIÓN.
• (^) CUANDO LA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN SE HA PRODUCIDO EL ÁCIDO HA CEDIDO UN H+ Y SE HA CONVERTIDO EN SU BASE EQUIVALENTE, Y LA BASE HA CEDIDO UN OH- Y SE HA CONVERTIDO EN SU ÁCIDO EQUIVALENTE.
• (^) ÁCIDO + BASE → BASE + ÁCIDO
• (^) A ESTOS PARES DE ÁCIDO-BASE Y DE BASE-ÁCIDO, QUE PROVIENEN DE LA MISMA ESPECIE SE LES CONOCE COMO PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.

• POR EJEMPLO, CONSIDEREMOS LOS SIGUIENTES EQUILIBRIOS:

5.1. CONSTANTES DE ACIDEZ Y DE BASICIDAD.

Como ya hemos visto, los ácidos y las bases son electrólitos y por tanto, pueden ser fuertes o débiles.  Los ácidos y las bases fuertes se disocian casi totalmente en el agua y, por tanto, tienen constantes de equilibrio tan elevadas que sus disociaciones se consideran reacciones totales: HCl → H

• Cl

NaOH → Na

• OH

 Los ácidos y las bases débiles mantienen un equilibrio de disociación con el agua y, por tanto, tienen constantes de equilibrio tabuladas: (ac. Acético) CH 3 COOH ↔ CH 3 COO- + H

Ka = (amoniaco) NH 3 + H 2 O ↔ NH 4

• OH

Kb= En disoluciones acuosas se cumple que: Ka·Kb = Kw Los pares ácido-base conjugados tienen fortalezas inversas. Por ejemplo, en las reacciones:  HCl → H

• Cl

el Cl

es una base débil porque el HCl es un ácido fuerte  NH 3 + H 2 O ↔ NH 4

• OH

el NH 4

es un ácido fuerte porque NH 3 es una base débil El número de ácidos fuertes no es muy grande, los seis ácidos fuertes más comunes son: HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 4 y H 2 SO 4.