Ácidos y bases. Sustancias ácidas y básicas

INDICE

Ácidos y bases 3

Características las disoluciones acuosas de los ácidos 3

Características las disoluciones acuosas bases 3

Algunas teorías ácido base 4

Teoría de Bronsted – Lowry 4

Ácidos Orgánicos 7

¿Qué es un indicador de pH? 9

SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS 9

TITULACIONES ACIDO Y BASES 10

TEORÍA 11

La grafica de un acido fuerte con una base débil 12

Titulación Característica del indicador 13

Indicadores y Titulación 14

BIBLIOGRAFÍA 16

Ácidos y bases

Características las disoluciones acuosas de los ácidos

• Tienen sabor agrio

• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.

• Enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura tornasol o decoloran el repollo morado, es decir, cambian el papel tornasol de azul a rojo.

• Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando Hidrógeno Gaseoso (H2)

• Reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las sales.

• Tienen un pH menor a 7.

Características las disoluciones acuosas bases

• Tienen un sabor amargo y son jabonosas al tacto

• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.

• En contacto con el papel tornasol se torna azul.

• Reaccionan con los ácidos formando sustancias de propiedades diferentes, las sales.

• Tienen un pH mayor que 7.

• El pH neutro es 7

Algunas teorías ácido base

En el año de 1884 un químico sueco llamado August Arrhenius, propuso las primeras definiciones importantes de ácido y base.

• Un ácido es una sustancia química que contienen hidrógeno, y que, al ser disuelta en agua produce una concentración de iones hidrógeno o protones (el término protón se refiere a un ión hidrógeno positivo o un átomo de hidrógeno sin electrones, ión H+)

• Una base es una especie que contiene grupos OH en la su molécula y forma iones hidroxilo. (OH-), en solución acuosa.

La teoría de Arrhenius fue útil pero resultó insuficiente para explicar el comportamiento de ácidos y bases ya que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. Además, esta teoría se refiere únicamente a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Teoría de Bronsted – Lowry

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry.

Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aunque aún contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, ya no se necesita que el medio sea

Necesariamente acuoso y, además, considera a las bases que – como el NH3 no contienen iones OH-

El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender las reacciones ácido-base en términos de una competencia por los protones. En forma de ecuación química se tiene:

Ácido (1) + Base (2) ――> Ácido (2) + Base (1)

La reacción de Ácido (1) con Base (2) se produce al transferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, o sea, Base (1) Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tiene lugar en la dirección en la que él ácido y la base más fuertes reaccionan para dar las correspondientes base y ácido más débiles.

Por ejemplo HF + NH3 ――> NH4+ + F-

El HF es un ácido más fuerte que el ión amonio y el amoníaco es una base más fuerte que el fluoruro

La teoría de Brönsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua. Igualmente el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el NaOH).

El equilibrio de autoprotólisis del agua está dado por la relación

2H2O――> H3O+ +OH -

Cuya constante de equilibrio (Kw) es igual a:

Kw= [H3O+] [OH-] = 1.10-14 (a 25o C)

Fuerza de ácidos o bases

Tanto los ácidos como las bases son muy diferentes en su habilidad por ceder o aceptar protones La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua produciendo el ión hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua..

El agua, por ejemplo, es muy débil tanto para aceptar como para donar protones. En cambio, el HCl tiene tal habilidad para donar protones que aún un aceptor débil como el agua es capaz de tomarlo. Así, en disolución acuosa el ácido clorhídrico cede totalmente su protón al agua y la especie que realmente existe es el ión hidronio H3O+; esto ocurre con todos los ácidos fuertes: y, por lo tanto, el ión hidronio es el ácido más fuerte que puede existir en agua.

De igual forma, el ión hidróxido OH-, es la base más fuerte que puede existir en agua. Una solución que contenga al ión hidróxido se puede preparar disolviendo un compuesto iónico que contenga al ión hidróxido. Son ejemplos de compuestos solubles que contienen ión hidróxido, a veces llamados bases fuertes, el hidróxido de sodio, NaOH; hidróxido de potasio, KOH y el hidróxido de litio LiOH.

Por ser electrolitos fuertes, cuando están en solución acuosa se disocian en el ión hidróxido y el catión correspondiente Así por ejemplo la solución acuosa (ac) de NaOH se escribe:

Na+(ac) + OH-(ac)

Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH-- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio y el de pOH al de la concentración de ión hidroxilo en una disolución acuosa:

pH = -log [H3O+] pOH = - log [OH -]

La relación pH + pOH = 14 proviene de la constante de autoprotólisis del agua

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ión hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza y concentración del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base disminuye por debajo de 7,0. ( y el valor del pH aumenta)

HCl + H2O ――>H3O+ + Cl -

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O ――> NH4+ + OH –

Cada ácido tiene su correspondiente base conjugada; cuanto más fuerte es el ácido, más fuerte será su base conjugada. Inversamente, cuanto más fuerte sea la base, más débil será su base conjugada.

Los ácidos y bases débiles se caracterizan por constantes de equilibrio Ka y Kb que permiten comparar la fuerza relativa de los ácidos y las bases. Cuanto más pequeño sea el valor de la constante, más débil será el ácido o la base correspondiente.

Los datos de estas constantes suelen ser expresadas en valores de pKa y pKb ( -log K). En este caso cuanto mayor sea el valor de pKa o de pKb, el ácido o la base serán más débiles.

Los valores de pKa y pKb se relacionan de la siguiente forma:

pKa + pKb = 14

Ácidos Orgánicos

Los ácidos orgánicos son un grupo de sustancias generalmente no se disuelven en agua sino en disolventes orgánicos. Reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Aunque en su molécula existen varios hidrógenos, solo son capaces de ceder los que se encuentran unidos en un grupo OH ( del carboxilo R-COOH, del sul fónico R-SO3 H o de los fenoles R- OH).

A continuación se describen algunos pares ácido-base:

Algunos ácidos y bases de uso común o Cotidiano:

|Ácido o base |Se encuentra en: |

|Ácido acético |Vinagre |

|ácido acetil salicílico |Aspirina |

|ácido ascórbico |vitamina C |

|ácido cítrico |Jugos de cítricos |

|ácido clorhídrico |sal fumante para limpieza, jugos gástricos |

|ácido sulfúrico |baterías de coches

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