Teorías : Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis Equilibrio iónico del agua. ph. Soluciones Amortiguadoras I 1

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1 Teorías : Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis Equilibrio iónico del agua. ph. Soluciones Amortiguadoras I 1

2 ACIDOS Y BASES LA TEORÍA DE ARRHENIUS Qué es un ácido? Se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa, 1. Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar. 2. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo 3. Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo H 2 (g). Por ejemplo 2 HCl(ac) + Mg H 2 (g) + MgCl 2 (ac) 2006-I 2

3 4. Reaccionan con los compuestos llamados bases HCl(ac) + NaOH(ac) H 2 O + NaCl(ac) Ácido Base Agua Sal La Reacción de un ácido con una base se llama neutralización El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base I 3

4 Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos son en realidad propiedades del ión hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas. H-Cl H + + Cl - HIDRONIO 2006-I 4

5 Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que también las bases (llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa, 1. Tienen un sabor amargo. (Nunca se deben probar las bases que se emplean en el laboratorio). 2. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. 3. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. 4. Reaccionan con los ácidos formando agua y sales Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidroxilo, OH -. NaOH OH - Na + HIDROXILO 2006-I 5

6 Ácidos y Bases de Arrhenius: Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua HX + H 2 O H + + X - Las bases liberan iones hidróxido en agua. YOH + H 2 O OH - + Y I 6

7 Iones hidrógeno o iones hidronio HCl + H 2 O H + + Cl - +? H 2 O H SOLVATACIÖN H H 2006-I 7

8 AGUA DIPOLARIDAD 2006-I 8

9 H H + H + Par de Electrones Par de Electrones H H H.... O H H H I 9 H H.. O + H HIDRONIO

10 Ahora se puede utilizar la definición de Arrhenius: Un ácido es una sustancia que produce iones hidronio, H 3 O +, cuando se disuelve en agua. Un ion hidronio es muy reactivo; puede transferir con facilidad un ion hidrógeno, H + (que es un simple protón), a moléculas e iones. H + = H 3 O + HIDRONIO 2006-I 10

11 Ácidos monopróticos, dipróticos y tripróticos HCl ácido clorhídrico HBr ácido bromhídrico HNO 3, ácido nítrico HI, ácido yodhídrico HClO 4 ácido perclórico H 2 SO 4, ácido sulfúrico H 2 CO 3 ácido carbónico H 3 PO 4 ácido fosfórico H 3 PO 3 ácido fosforoso H 3 AsO 4 ácido arsénico 2006-I 11

12 ACIDOS FUERTES Y DÉBILES Los ácidos fuertes son lo que se ionizan por completo o en una gran proporción en agua. HCl, ácido clorhídrico H 2 SO 4 ácido sulfúrico HBr, ácido bromhídrico HNO 3 ácido nítrico HI, ácido yodhídrico HClO 4 ácido perclórico HCl (g) + H 2 O H 3 O + (ac) + Cl- (ac) 2006-I 12

13 Los ácidos débiles son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida. El ácido acético, CH 3 COOH, es un débil representativo. CH 3 COOH(ac) + H 2 0(1) CH 3 COO - (ac) + H (ac) El vinagre comercial es una solución de ácido acético aproximadamente al 5% en masa. Otro ácido débil común es el ácido carbónico, H 2 CO 3, que se forma cuando se disuelve CO 2 en agua. Todas las bebidas carbonatadas contienen H 2 CO I 13

14 BASES FUERTES Y DÉBILES Las bases fuertes se ionizan por completo (o casi) en agua El hidróxido de sodio, NaOH (también llamado lejía), es tal vez la base fuerte que resulta más familiar Incluso en forma sólida, el hidróxido de sodio es completamente iónico, existe como iones sodio y iones hidróxido. El álcali destruye los tejidos con rapidez, causando quemaduras graves. Todos los hidróxidos de metales alcalinos son muy solubles en agua. El hidróxido de calcio es poco soluble en agua. LiOH + H 2 O Li + (ac) + - OH (ac) NaOH + H 2 O Na + (ac) + - OH (ac) KOH + H 2 O K + (ac) + - OH (ac) 2006-I 14

15 Entre las bases fuertes están todos los hidróxidos de metales alcalinos y también tres hidróxidos metálicos del Grupo II: hidróxido de calcio, Ca (OH) 2, hidróxido de estroncio, Sr(OH)2 e hidróxido de bario, Ba(OH) 2 El hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2, es una base débil; su solubilidad en agua es tan baja que se puede ingerir sin peligro en forma de un antiácido llamado leche de magnesio. Los hidróxidos de los metales de transición son todos bases débiles y solubilidad en agua es baja. Mg(OH) 2 + H 2 O Mg + (ac) + - OH (ac) 2006-I 15

16 El amoniaco, otra base débil importante, es un gas a temperatura ambiente y se disuelve con facilidad en agua produciendo una solución alcalina NH 3 (ac) + H 2 0 NH 4+ (ac) + OH - (ac) El amoniaco se clasifica como una base débil porque una solución del mismo contiene una concentración relativamente baja de iones hidróxido En solución sólo se ioniza alrededor del 1% del amoniaco. La mayor parte del amoniaco permanece en forma no ionizada I 16

17 Reacciones de los ácidos con las bases: Neutralización Ácido + Base Agua + Sal Ejemplos: HCl(ac) + NaOH(ac) H NaCl(ac) H 3 PO 4 (ac) + 3 KOH(ac) 3H K 3 PO 4 (ac) Si se eliminan los iones espectadores se obtiene la misma ecuación iónica neta I 17

18 H + (ac) + OH- (ac) H 2 0 (l) H (ac) + OH- (ac) 2H 2 0 (l) Los realmente activos en una reacción de neutralización son los iones Hidronio e Hidroxilo 2006-I 18

19 Reacciones de los hidróxidos anfóteros con los ácidos y las bases Anfótero: Aquel que reacciona tanto con los ácidos como con las bases Al(OH) 3 (s) + NaOH(ac) NaAl(OH) 4 (ac) Como ácido Basefuerte Aluminato de Sodio Al(OH) 3 (s) + 3 HCl(ac) AlCl 3 (ac) + 3 H 2 0 Como base ÁcidoFuerte Cloruro de Aluminio 2006-I 19

20 Definiciones de ácidos y bases de Bronsted-Lowry Según la teoría de Bronsted-Lowry:: Ácido es todo compuesto capaz de ceder un protón. Base es todo compuesto capaz de aceptar un protón. HCl (g) + H 2 0 (l) H (ac) + Cl- (ac) Ácido Base Ácido Base más fuerte más fuerte más débil más débil 2006-I 20

21 El HCl(g) (el ácido de Bronsted-Lowry) dona un protón al H 2 0 y deja un ion cloruro, Cl -, que se clasifica como la base conjugada. (la base conjugada es simplemente el ácido sin su protón.) En conjunto, HCl y Cl - son un par conjugado ácido-base. El agua y el ion hidronio forman otro par conjugado, donde el agua es una base y el ion el ácido conjugado. Par conjugado base-ácido HCl (g) + H 2 0 (l) H (ac) + Cl- (ac) ácido-base Par conjugado 2006-I 21

22 En una reacción Acido-Base HCl (g) + NH 3(g) NH Cl - Ácido más Base más Ácido más Base más fuerte fuerte débil débil El amoniaco gaseoso, NH 3 (g), reacciona con el cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl(g), no interviene hidróxido alguno, pero el NH 3 (g) acepta un protón del HCl(g) y por ello actúa como una base de Bronsted-Lowry I 22

23 Cuando el amoniaco gaseoso se disuelve en agua, reacciona con ella en una medida muy limitada formando iones amonio e iones hidroxilo. En este sistema, el amoniaco actúa como receptor de protones (base) y el agua como donador de protones (ácido) NH 3(g) + H 0H NH 4 + (ac) + OH - (ac) Base (receptor de protones ) Ácido (donador de protones) Equilibrio químico La disociación no es total 2006-I 23

24 CARÁCTER ANFIPRÓTICO DEL H 2 O NH 3(g) + H OH + NH 4 (ac) + OH - (ac) Base debil Ácido CH 3 COOH (l) + H OH Acido debil Base H 3 O+ (ac) + CH 3 COO - (ac) Observa que en la reacción del agua con el amoniaco el agua actúa como ácido de Bronsted, pero en la reacción con el Acido Acético el agua actúa como base de Bronsted. Se dice que el agua es anfiprótica; puede perder o ganar un protón para actuar como ácido o como base I 24

25 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS Según la teoría de Lewis: Ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones I 25

26 Aunque la teoría de Lewis parece diferente, es coherente con otras teorías.la teoría de Bronsted-Lowry se refiere al ión H +.La definición de Lewis se refiere a los pares de electrones (que conllevan una carga negativa).en la teoría de Bronsted-Lowry es el protón H (H + ) el que se mueve.en la teoría de Lewis,los electrones forman enlaces,que "tiran" de los átomos para llevarlos a sus nuevas posiciones..... : F : H : F : H.. l l.. l l : F B + : N H : F B N H l l l l : F : H : F : H Ácido Base 2006-I 26

27 Resumen Acido Base Arrhenius Genera H+ Genera -OH Bronsted-Lowry Donante de H + Receptor de H + Lewis Receptor de e - Donante de e I 27

28 LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Cuando se piensa en el agua, se dibuja la molécula de H 2 O. Pero incluso el agua más pura no es por completo H 2 O. Alrededor de 1 molécula en cada 500 millones transfiere un protón a otra, produciendo un ión hidronio y un ión hidróxido I 28

29 EQUILIBRIO QUÍMICO DEL H 2 O K w H H 2 0 H OH - Acido Base Ácido Base K w = [H ][ OH - ] 2006-I 29

30 La concentración de iones hidronio en el agua pura a 25ºC es , o 1.0 x 10-7 M. La concentración de iones hidróxido en el agua a 25ºC es también 1.0 x 10-7 M. Se emplean paréntesis rectangulares, [ ], para presentar las concentraciones en moles por litro, M. Para el agua se tiene que : [H 3 O + ] = 1.0 x 10-7 M [OH - ] = 1.0 X 10-7 M 2006-I 30

31 En el agua pura, la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de iones hidróxido. El producto de la concentración de iones hidronio por la concentración de iones hidróxido a 25º C K w =(1.0 x 10-7 )(1.0x10-7 ) = 1 x K w =[H ][ OH - ] 2006-I 31

32 K W = [H + ][OH - ] = 1.0 X a 25ºC Esto se llama producto iónico del agua, es siempre igual a una constante que se conoce como la constante del producto iónico del agua, Kw, y cuyo valor es 1.0 x a 25ºC. Por sencillez, se comenzará a emplear aquí [H ], sobreentendiéndose que los iones H+ en solución están siempre hidratados I 32

33 Cómo afecta la adición de un ácido al agua las concentraciones de equilibrio de iones hidrógeno y de iones hidróxido? H 2 O H + + OH I 33

34 Si se conoce la concentración de iones hidrógeno, [H + ], o la de iones hidróxido, [OH - ], se puede calcular la concentración del otro ion, como se ilustra en este. Ejemplo: El jugo de limón tiene una [H + ] M. Cuál es la concentración de [OH - ]?. Solución: Dato: [H + ] = 1.0X10-2 M en forma exponencial. De K W se tiene que [H + ][OH - ] = 1.0 X La sustituyendo [H + ] [1.0x10-2 ][OH - ] = 1.0 X luego [OH - ] = 1.0 X Respuesta =1,0 x M 1.0 x I 34

35 Una muestra de bilis tiene una [OH - ] de 1.0x10-6 M Cuál es la [H + ]? SOLUCIÓN: Dato : [OH - ]=1.0 X10-6 M De K W se tiene que [H + ][OH - ] = 1.0 X Sustituyendo[OH-] [H + ][1.0X10-6 ] = 1.0 X [H+] = 1.0 X 10-8 M Respuesta 2006-I 35

36 Los cálculos para el jugo de limón (un ácido) y la muestra de bilis (que es alcalina o básica) ilustran lo siguiente. En soluciones ácidas, [H + ] es mayor de 1.0 x 10-7 En soluciones básicas, [H +] es menor de 1.0 x 10-7 En soluciones neutras, [H + ] es igual a 1.0 x 10-7 La muestra de bilis descrita en el ejemplo es alcalina (básica); tiene una concentración de iones hidrógeno inferior a 1.0 x I 36

37 ESCALA DE ph El ph de una solución se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, [H + ]. El logaritmo (log) de un número es el exponente (o potencia) al que es preciso elevar 10 para dar el número que se especifica. En forma matemática, el ph se define como sigue: ph= - Log [H 3 O + ] 2006-I 37

38 [H + ] ph 1 x x x x Siempre que [H + ] = 1.00 x 10 -n el ph = n I 38

39 Se podría decir que una solución tiene una concentración de iones hidronio de 1x10-6 mol / L, o decir que tiene un ph de 6. Esto es lo que hace de la escala de ph algo muy conveniente y razonable para los usuarios. Se ha adoptado de manera universal. El agua pura tiene una concentración de iones hidrógeno de 1 x 10-7 mol / L y un ph de 7. Como lo indica la escala de ph que aquí se muestra, cualquier solución neutra tiene un ph de I 39

40 Alcalinidad Acidez Neutralidad 2006-I 40

41 ph aproximado de algunas soluciones ph Solución HCl 0.10 M 1.0 Jugos gástricos Jugo de limón 2.3 Vinagre Bebidas gaseosas Àcido Leche Orina Agua de lluvia (no contaminada) 5.6 Saliva 7.0 Neutro Sangre Clara de huevo (fresca) Bilis Leche de magnesia 10.5 Básico Amoniaco casero 11 NaOH 0.1 M (lejía) I 41

42 Cuál es el ph de la muestra de bilis del ejemplo anterior, que tiene una [H - ] de 1.0 x 10-8 M? Es ácida o básica la solución? Se sustituye la [H+] conocida en la expresión matemática del ph. ph =-log [H + ] Advertencia! = -log (1.0 x 10-8 ) Hay que emplear el valor de [H + ], no de [OH - ]. ph = 8.0 El ph de la muestra de bilis es 8.0. Como el ph es mayor de 7, la solución es básica I 42

43 Calcular el ph de una solución con una [H + ] de 4.5 x 10-3 M. Solución: ph =-log[h+] =-log(4.5 x 10-3 ) =2.35 El poh se define de manera similar al ph, excepto que en el caso del poh se está hablando de [OH - ] en lugar de [H + ]. poh = -log[oh - ] 2006-I 43

44 [H+] ph [OH-] poh 1X X X X X X X X Soluciones ácidas 1X X X X X X X X Solución neutra 1X X X X X X X X Soluciones básicas 1X X X X X X I 44

45 ph + poh = 14 Los enunciados siguientes y la figura 2 resumen el efecto que sobre el ph y el poh ejerce la adición de ácido o base. En una solución neutra, el ph y el poh son ambos iguales a 7. La adición de un ácido hace que baje el ph pero eleva el poh. La adición de una base hace descender el poh pero eleva el ph. La suma del ph y el poh siempre es igual a I 45

46 Ejemplo: Cuál es el poh de una solución que tiene un ph de 8.23? Solución: ph + poh = 14 Por definición Así, poh = 14 ph poh= poh = 5.77 Respuesta I 46

47 Cuál es la [H + ] del jugo de limón, que tiene un ph de 2.35? Solución: Cuando se conoce el ph, se puede obtener la [H - ] correspondiente por sustitución en la expresión del ph. Hay que seguir los pasos que se muestran aquí. Se multiplican ambos lados por 1. Se invierte la ecuación para dar ph = -log[h + ] 2.35 = -log[h + ] = log[h + ] log[h + ] = Se obtienen el logaritmo inverso (antilog) de ambos lados para hallar [H+]. [H + ] = antilog 2.35 que es I 47

48 AMORTIGUADORES:CONTROL DEL ph En química, un amortiguador (o regulador) es un par de sustancias químicas que, cuando están presentes en una solución dada, pueden mantener el ph casi constante cuando se agrega un ácido o una base. Se puede pensar en un amortiguador como en un dispositivo para absorber choques; tiende a reducir el impacto de los cambios drásticos en las concentraciones de H + y OH -. Si los sistemas amortiguadores del organismo de una persona dejaran de funcionar, también lo haría la persona I 48

49 Algunos amortiguadores importantes Componentes del amortiguador. Nombre del sistema amortiguador ph CH 3 COOH / CH 3 COO - Ácido acético/ion acetato H 2 CO 3 / HCO 3 (Dióxido de carbono) ácido 6.46 carbónico/ion carbonato ácido - 2- H 2 PO 4 / HPO 4 Ión fosfato diácido/ion fosfato 7.20 monoácido NH 4 +/NH 3 Ion amonio/amoniaco 9.25 * Los valores indicados corresponden a soluciones 0.1 M respecto a cada compuesto a 25ºC. + Este valor incluye las moléculas de CO 2 disueltas como H 2 CO 3 no disociado. El valor que corresponde al H CO sólo es alrededor de I 49

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