ACIDOS y BASES

ClASE 1: ACIDOS y BASES

Introducción

Los ácidos, bases y sales se cuentan entre los compuestos con los que más contactos tenemos. Muchos de ellos son sustancias industriales y de uso doméstico, y algunos son componentes importantes de los fluidos biológicos. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) no sólo es un compuesto industrial importante, sino también el principal constituyente del jugo gástrico del estómago y a veces se denomina ácido estomacal. Además, los ácidos, bases y sales son los electrolitos más comunes (electrolito: sustancia que se disocia en agua formando iones). Las naranjas y otros frutos cítricos contienen ácido cítrico y ácido ascórbico (más conocido como vitamina C). Estos ácidos imparten a los frutos cítricos su característico sabor agrio.

Los ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos que se llevan a cabo a nuestro alrededor, desde procesos industriales hasta biológicos, desde reacciones en el laboratorio hasta las de nuestro ambiente. El tiempo necesario para que un objeto inmerso en agua se corroa, la capacidad de un ambiente acuático para la supervivencia de peces y vida vegetal, el destino de los contaminantes arrastrados del aire por la lluvia, e incluso la velocidad de las reacciones que conservan nuestra vida depende en grado crítico de la acidez o basicidad de las soluciones. De hecho, una enorme porción de la química se comprende en términos de reacciones ácido-base.

En Química I hemos encontrado ácidos y bases en múltiples ocasiones. Pero, ¿qué hace que una sustancia se comporte como ácido o como base? En Química II examinaremos una vez más los ácidos y las bases, estudiando con más detenimiento la forma de identificarlos y caracterizarlos. Al mismo tiempo, consideraremos su comportamiento no sólo en términos de su estructura y enlaces, sino además en términos de los equilibrios químicos en los que estas especies participan.

Los contenidos de esta primera unidad son los siguientes:

- Naturaleza de los ácidos y las bases.

- Concepto de Brönsted –Lowry: pares ácido-base conjugados.

- Disociación del agua y la escala de pH.

- Ácidos fuertes y débiles.

- Bases fuertes y débiles.

- Carácter ácido- base y la estructura química.

- Oxidos ácidos, básicos y anfóteros.

- Acidos y bases de Lewis.

Objetivos de la clase

- Comprender las características distintivas de ácidos y bases.

- Comprender el concepto ácido-base en términos de la producción, en solución acuosa, de iones protones (H+) y oxhidrilos (OH-).

- Comprender el concepto de pH, como medida de la acidez de distintas sustancias en solución acuosa.

- Manejar el concepto de par ácido-base conjugado

- Relacionar la estructura química con la acidez y basicidad de las sustancias

- Profundizar los conocimientos de equilibrio químico aplicados a soluciones de ácidos y bases débiles.

- Repasar las propiedades de los diferentes óxidos.

- Introducir los fundamentos de la teoría de ácidos y bases de Lewis

Acidos

Los ácidos son sustancias que pueden disociarse para formar un ion hidrógeno y así aumentar la concentración de iones H+(ac) en soluciones acuosas. Dado que un átomo de hidrógeno consiste en un protón y un electrón, H+ no es más que un protón, y así se lo denomina. Por ello, es común llamar a los ácidos donadores de protones.

Las moléculas de diferentes ácidos pueden disociarse para formar diferentes números de iones H+. Tanto HCl como HNO3 (ácido nítrico) son ejemplos de ácidos monopróticos, que producen un H+ por molécula de ácido. El ácido sulfúrico (H2SO4) es un ejemplo de ácido diprótico, que produce dos iones H+ por molécula de ácido. La disociación del H2SO4 y otros ácidos dipróticos ocurre en dos pasos:

H2SO4  H+(ac) + HSO4- (ac) (1)

HSO4- (ac)  H+ (ac) + SO42- (ac) (2)

Aunque el H2SO4 es un electrolito fuerte (disociación total), sólo la primera disociación es completa. Así, las soluciones acuosas de ácido sulfúrico contienen una mezcla de H+(ac), HSO4-(ac) y SO42-(ac).

Bases

Las bases son sustancias que aceptan (reaccionan con) iones H+. Los iones hidróxido OH- (llamados oxhidrilo o hidroxilo) son básicos porque reaccionan fácilmente con iones H+ para formar agua, esta reacción se denomina neutralización:

H+(ac) + OH- (ac)  H2O (l) (3)

Así, cualquier sustancia que aumenta la concentración de OH-(ac) cuando se agrega al agua es una base. Los hidróxidos iónicos como NaOH (hidróxido de sodio), KOH (hidróxido de potasio) y Ca(OH)2 (hidróxido de calcio) se cuentan entre las bases más comunes. Cuando éstas de disuelven en agua, se disocian en sus iones individuales, introduciendo OH- en la solución.

También pueden ser bases algunos compuestos que no contienen iones OH-. El amoníaco (NH3), por ejemplo, es una base común; cuando se burbujea (es un gas en condiciones ambientales) en agua acepta un H+ de la molécula de agua y por tanto aumenta la concentración de iones OH- en la solución:

NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH- (ac) (4)

Dado que sólo una fracción del NH3 forma iones NH4+ (amonio) y OH-, el amoníaco es un electrolito débil.

Acidos y bases fuertes y débiles

Los ácidos y bases que son electrolitos fuertes (que se disocian totalmente en solución) se denominan ácidos fuertes y bases fuertes. Los que son electrólitos débiles (parcialmente disociados) se denominan ácidos débiles y bases débiles. Los ácidos fuertes son más reactivos que los débiles cuando la reactividad depende únicamente de la concentración de H+ (ac). Sin embargo, la reactividad de un ácido puede depender del anión, además del H+ (ac). Por ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil; una solución 0,01 M de HF sólo se disocia en un 8%. No obstante el HF es muy reactivo

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