Algunas teorías ácido base




descargar 45.49 Kb.
títuloAlgunas teorías ácido base
fecha de publicación09.03.2016
tamaño45.49 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Química > Documentos
Ácidos y Bases.
Ma. Antonia Dosal
Postgrado de Química UNAM

Los ácidos y las bases  son  dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas.

  • Los ácidos tienen sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno.

  •  Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso.

Cuando se combina una solución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización en la que se forman agua y la sal correspondiente. Consideremos,  como ejemplo,  la reacción de neutralización del  ácido clorhídrico ( HCl)  con  el hidróxido de sodio (NaOH) que  produce agua y cloruro de sodio (NaCl)

HCl  +  NaOH ――>  H2O + NaCl

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 esta 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 mas 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 esta 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

 

 

En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de ácidos y bases conjugados

 

 

 

 

 

Ácidos fuertes (reaccionan completamente con agua para formar H3O+ y base conjugada

 

 

Ácido sulfúrico

Cloruro de hidrógeno

Ácido nítrico

Ácidos

 

 

H2SO4

 HCl

HNO3

Bases

 

 

HSO4-

Cl-

NO3-

 

 

 

Ión hidrógeno sulfato

ión cloruro

ión nitrato

 

 

Bases muy débiles (no reaccionan con H3O+ para formar el ácido conjugado)

 

 

Ácidos débiles

(no reaccionan totalmente  con agua)

ión hidronio

Acido oxálico

ión hidrógeno sulfato

Ácido fosfórico

H3O

H2C2O4

HSO4-

H3PO4

H2O

HC2O4-

SO42-

 

Agua

ión hidrógeno oxalato

ión sulfato

ión dihidrogeno fosfato

 

 

ión dihidrogeno fosfato

Ácido acético

Dióxido de carbono (AC)

H2PO4

HC2 H3 O2

(CO2 + H2O)

HPO42-

C 2H3 O2-

HCO3-

Ión hidrógeno fosfato

ión acetato

ión hidrógeno carbonato

 

 

Sulfuro de hidrógeno

Ácido fosfórico

H2S

H3PO4-

HS

H2PO4 -

ión hidrógeno sulfuro

ión hidrógeno fosfato

 

 

ión amonio

Ión hidrogena carbonato

NH4+

HCO3-

NH3

CO32

Amoniaco

ión carbonato

 

 

 

H2O

OH-

 ión hidróxido

 

 Base fuerte

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 sulfónico R-SO3 H o de los fenoles  R- OH). A continuación se describen algunos pares ácido-base:

 

Algunos ácidos y bases de uso común

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

amoníaco (base)

limpiadores caseros

hidróxido de magnesio (base)

leche de magnesia (laxante y antiácido)

 

¿Qué es un indicador de pH?

 

 

    Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian de color dependiendo si se encuentran en  presencia de una sustancia ácida, o básica.

 

similar:

Algunas teorías ácido base iconCompleta las siguientes reacciones ácido-base, indicando qué especies...

Algunas teorías ácido base iconPráctica 4: valoracióN Ácido-base: “determinación del contenido de...

Algunas teorías ácido base iconAcido-base

Algunas teorías ácido base iconAcido base selectividad

Algunas teorías ácido base iconProblemas ácido – base

Algunas teorías ácido base iconReacción ácido-base

Algunas teorías ácido base iconProblemas de ácido-base

Algunas teorías ácido base iconEjercicios ácido base selectividad

Algunas teorías ácido base iconVolumetrias acido-base I. AcidimetríAS

Algunas teorías ácido base iconSoluciones y titulacion acido-base


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com