REACCIONES ÁCIDO-BASE

REACCIONES ÁCIDO-BASE

1. TEORÍAS ÁCIDO-BASE DE ARRHENIUS Y BRÖNSTED-LOWRY

Los ácidos y las bases (también conocidas como álcalis) son compuestos químicos conocidos des de muy antiguo. Los ácidos se pueden encontrar en el vinagre (ácido acético), naranjas (ácido cítrico) y los álcalis se encuentran en sustancias como la lejía, en el amoníaco y se obtienen de la materia soluble de cenizas vegetales procedentes de plantas terrestres (sodio) o marítimas (potasio). Un estudio del comportamiento de los ácidos indicó que producían efervescencia sobre carbonatos (mármol), colorean pigmentos vegetales, etc. y las bases tienen unas propiedades que contrarrestan estos efectos.

Ácidos Bases

sabor agrio (limón, vinagre) sabor cáustico (a lejía)

enrojecen el papel de tornasol azulean el papel de tornasol

decoloran la fenolftaleína enrojecen la fenolftaleína 

reaccionan con algunos metales tacto jabonoso

conducen la corriente conducen la corriente (en disolución)

La teoría acerca de los ácidos fue evolucionando y perfeccionándose, hasta que en 1830 Liebig responsabilizó al hidrógeno de las propiedades ácidas debido a que este elemento aparecía en todos los ácidos.

- Teoría de Arrhenius

Basándose en la idea de Liebig, Arrhenius en 1884 propuso la teoría de que "cuando un ácido o una base se disuelven en agua, sus moléculas se disocian (rompen) en dos iones con cargas contrarias"

AHn <=======> A-n + n H+ 

ejemplos:

1) HCl <=======> Cl- + H+ 

2) SO4H2 <======> SO4H- + H+ 

SO4H- <========> SO4-2 + H+ 

SO4H2 <======> SO4-2 + 2 H+ 

Por tanto, según Arrhenius "ácido es toda sustancia que en disolución acuosa origina iones hidrógeno (H+) -hidrogeniones-"

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A las bases les sucede algo análogo; también se disocian dando iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones) que serán los iones hidroxilo o hidróxido (OH-).

B(OH)n <=======> B+n + n OH 

Ejemplo:

NaOH --------> Na+ + OH 

Ca(OH)2 --------> Ca+2 + 2 OH- 

"Base es toda sustancia que al disolverla en agua libera iones hidroxilo o hidróxido"

El ión H+ debido a su pequeño tamaño no se encuentra aislado, sino hidratado, esto es, al poseer una gran relación carga/radio se comporta como un potente imán uniéndose a moléculas de agua

H+ + H2O <=====> H3O+ ion oxonio o hidronio

por tanto, la disociación del HCl se puede reescribir así:

HCl + H2O <======> Cl- (aq) + H3O+ (aq)

si bien, a nivel práctico, es independiente un planteamiento u otro, siendo más simple el primero aunque menos riguroso. A estos equilibrios se les puede aplicar la ley de acción de masas:

AH <===> A- + H+ [pic 1]

BOH <====> B+ + OH 

La neutralización consistirá en la combinación de los H+ y OH- para dar agua, perdiendo de esa manera sus propiedades cada una de las disoluciones

H+ + OH- <====> H2O

Cl- + H+ + Na+ + OH- <======> Na+ + Cl- + H2O

 ácido + base ----------> sal + agua

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Limitaciones de la teoría de Arrhenius:

- Existen sustancias con propiedades básicas, como el NH3, que no tienen OH- en su composición.

- Solo se puede aplicar a disoluciones acuosas y existen casos de neutralizaciones en benceno (ClH + piridina) donde no se forman iones o en ausencia de disolventes (ClH (g) + NH3 (g) ---> ClNH4)

- Teoría de Brönsted y Lowry

Las limitaciones comentadas anteriormente llevaron a dos químicos en 1923 a proponer una teoría más general aplicable a cualquier disolvente.

"Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y base es toda sustancia capaz de aceptar protones" Ejemplo:

ClH + H2O <=====> Cl- + H3O+ 

NH3 + H2O <======> NH4+ + OH 

consecuencias:

* Las definiciones son independientes del concepto de disolvente

* Las sustancias pueden ser intrínsecamente ácidas o básicas sin exhibir necesariamente esta propiedad.

De la definición se desprende que un ácido no puede actuar como tal sin la presencia de una base. Para que uno ceda protones tendrá que haber otro que los acepte.

 HCl + H2O <=======> Cl- + H3O+ 

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

va a ceder va a aceptar puede aceptar puede ceder

las bases 1 y 2 pueden considerarse derivadas de los ácidos 1 y 2, respectivamente, por la pérdida de un protón. Por esto reciben el nombre de pares ácido-base conjugados.

2. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

El agua de ordinario es conductora de la corriente eléctrica, pero cuando se encuentra en estado puro (bidestilada recogida sobre platino) presenta una conductividad muy pequeña. Esto implica la presencia de iones aunque en cantidades muy pequeñas. La conductividad del agua pura vale 0'055 ∝S/cm, mientras que la del agua potable es alrededor de 500 ∝S/cm.

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El proceso es una autoionización (Arrhenius) o autoprotólisis (Bronsted-Lowry)

H2O + H2O <======> H3O+ + OH- (Bronsted-Lowry)

H2O <====> H+ + OH- (Arrhenius)

El equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda

[pic 2]

como la concentración del agua pura es constante [H2O] = 55'5 moles/litro se puede incluir dentro de la constante de equilibrio

k . [H2O]2 = [H3O+] . [HO-]

 kw = [H3O+] . [OH-]

a la constante kw se la conoce como producto iónico del agua y a 25ºC vale 1.10-14 (variando poco con la temperatura).

El proceso de autoprotólisis no es exclusivo del agua. Para ácidos y bases si la K de equilibrio es alta significa que la sustancia está muy disociada (muy desplazada a la derecha)

 k > 10-4 ácidos fuertes SO4H2 2.10-4 2 SO4H2 <===> SO4H3+ + SO4H 

10-4 > k > 10-10 ácidos débiles ácido fórmico 6.10-7 

ácido carbonoso 2 CO2H2 <===> CO2H3+ + CO2H 

10-10 > k ácidos muy débiles alcohol 3.10-20 

amoníaco 1.10-33 2 NH3 <===> NH4+ + NH2-

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