Conceptos Ácido, Base y ph AMNER MUÑOZ ACEVEDO Qco, M.Sc., Ph.D. RUBÉN ALBERTO JIMÉNEZ QF, M.Sc.
ÁCIDOS Y BASES Ácidos comunes caseros incluye CH 3 COOH (ácido acético vinagre), ácido cítrico (H 3 C 6 H 5 O 7, frutas cítricas), H 3 PO 4 (ácido fosfórico bebidas carbonatadas). Bases conocidas NaOH (hidróxido de sodio), NH 3 (amoníaco), bicarbonato de sodio (NaHCO 3, polvo para hornear). Los ácidos tienen sabor agrio; mientras que las bases tienen sabor amargo. En el siglo 17, cualquier sustancia que tuviera ACRITUD se consideraba ÁCIDO. Por el contrario, BASE se consideraba a cualquier sustancia que tuviera un sabor amargos y se sintiera resbaladiza. Ahora, se sabe bien que si un ÁCIDO reacciona con una BASE, cada una cancela las propiedades del otro en un PROCESO denominado NEUTRALIZACIÓN. Aunque el AGUA no participa en todas la rxnes A-B, la mayoría de laboratorios trabajan con rxnes A-B que involucran AGUA. Hay que recordar que el AGUA es un producto de las reacciones entre ÁCIDO fuertes y BASES fuertes.
Si un ÁCIDO se disocia en AGUA Ion hidronio - H 3 O + TEORÍA DE ARRHENIUS, - un ÁCIDO es cualquier sustancia que tiene H en su fórmula y disociada en agua produce H 3 O +. Una BASE es cualquier sustancia que tiene OH en su fórmula y disociada en agua produce OH -.
Variación de la fuerza ácida- Constante de disociación ácida (K a ) ÁCIDOS y BASES difieren grandemente en su FUERZA en el agua, esto es, en la CANTIDAD de H 3 O + o OH - PRODUCIDO por MOL de SUSTANCIA DISUELTA. ÁCIDOS y BASES son ELECTROLITOS en agua: electrolitos FUERTES se DISOCIAN COMPLETAMENTE y electrolitos DÉBILES se DISOCIAN PARCIALMENTE. TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY, un ÁCIDO es aquella sustancia, que DONA PROTONES (H + ) al disociarse en agua y una BASE es aquella sustancia, que ACEPTA PROTONES al disociarse agua.
Una reacción ÁCIDO-BASE es un proceso de TRANSFERENCIA DE CARGA, pero además es un proceso REVERSIBLE (EQUILIBRIO DINÁMICO) Los PRODUCTOS de una reacción ÁCIDO-BASE se denominan ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. El ÁCIDO CONJUGADO es la especie formada cuando una BASE ACEPTA un PROTÓN y la BASE CONJUGADA es la especie formada cuando un ÁCIDO DONA un PROTÓN
TEORÍA DE LEWIS, un ÁCIDO es aquella sustancia, que ACEPTA ELECTRONES y una BASE es aquella sustancia, que DONA ELECTRONES. ADUCTO Producto de la rxn ácido-base de Lewis, que es una ESPECIE SENCILLA CON UN NUEVO ENLACE COVALENTE
ÁCIDO O BASE FUERTE Cuando un ácido o una base SE DISOCIA COMPLETAMENTE (100%)
ÁCIDO O BASE DÉBIL Cuando un ácido o una base NO SE DISOCIA COMPLETAMENTE (2-3%)
La fuerza relativa de una ácido o una base se determina por la FACILIDAD con la cual éste DONA o ACEPTA un PROTÓN. Ácidos con GRAN CAPACIDAD para DONAR un protón (ÁCIDOS FUERTES) tienen BASES CONJUGADAS DÉBILES. Buenos ACEPTORES de protones (BASES FUERTES) tienen ÁCIDOS CONJUGADOS DÉBILES SIGNIFICADO de K a Hay una CONSTANTE de EQUILIBRIO ESPECÍFICA para la disociación de un ácido que REALZA sólo AQUELLAS ESPECIES cuya CONCENTRACIÓN CAMBIA en CUALQUIER EXTENSIÓN SIGNIFICATIVAMENTE. La expresión en equilibrio para la disociación de cualquier ÁCIDO DÉBIL, en agua es: Constante de disociación para una ácido débil HA en agua
Constante de disociación ácida (o constante de ionización ácida), K a Como cualquier constante de equilibrio, K a es un número cuya magnitud es dependiente de la T y dice cuán lejos hacia la derecha ha avanzado la reacción hasta alcanzar el equilibrio. Así, a > fuerza ácida > [H 3 O + ] en el equilibrio > K a. Para un ácido débil con K a relativamente alta (~10-2 ), una sln 1 M tiene ~10% de moléculas de HA disociadas (e.g., HClO 2, 1,1x10-2 ); un ácido débil con K a moderada (~10-5 ), una sln 1 M tiene ~0,3% de moléculas de HA disociadas (e.g., CH 3 COOH, 1,8x10-5 ); un ácido débil con K a relativamente baja (~10-10 ), una sln 1 M tiene ~0,001% de moléculas de HA disociadas (e.g., HCN, 6,2x10-10 ). Así, para una sln de la misma [HA] inicial, a < K a < % de disociación de HA.
Clasificación de la fuerza relativa de ácidos y bases Se pueden clasificar los ácidos y bases cualitativamente como fuertes o débiles a partir de sus fórmulas. Ácidos fuertes - hay 2 tipos: los hidrohaluros (HCl, HI y HBr) y oxoácidos (HNO 3, H 2 SO 4 y HClO 4 ; 4O-2H=2) Ácidos débiles - hay más que ácidos fuertes. Existen 4 tipos: HF; ácidos donde H no está enlazado a O o halógeno (HCN y H 2 S); oxoácidos donde # O igual o excede por 1 el # de protones ionizables (HClO, HNO 2 y H 3 PO 4 ) y ácidos carboxílicos RCOOH, (CH 3 COOH,C 6 H 5 COOH) Bases fuertes - compuestos solubles en agua que contienen O -2 e iones OH -. Los cationes son usualmente de aquellos metales más activos: M 2 O o MOH (M: Li, Na, K, Rb, Cs) y MO o M(OH) 2 (Ca, Sr, Ba).
Bases débiles Compuestos con átomos de N rico en e -. La característica estructural es átomo de N con un par e - solitario: amoniaco (NH 3 ) y aminas (RNH 2, R 2 NH, o R 3 N)
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Y ESCALA DEL ph El AGUA es un ELECTROLITO EXTREMADAMENTE DÉBIL. Su conductividad se debe casi enteramente a los IONES DISUELTOS. Si estos iones se retiran AÚN EXHIBE una DÉBIL conductividad. La razón es porque el agua ASÍMISMA se DISOCIA en iones muy ligeramente, en un proceso de equilibrio conocido como AUTOIONIZACIÓN. El equilibrio natural de la autoionización La constante productoion para el agua (K w )
Como la [H 2 O] es esencialmente constante, se puede obtener una nueva constante de equilibrio, la CONSTANTE PRODUCTO ION para el agua, K w La autoionización tiene dos grandes consecuencias para la química ácido-base acuosa: (1) un cambio en la [H 3 O + ] causa un cambio inverso en [OH - ] y viceversa; (2) ambos iones están presentes en todos los sistemas acuosos. El equilibrio natural de la autoionización permite definir una solución acídica o básica, en términos de las magnitudes relativas de [H 3 O + ] y [OH - ].
Expresando la concentración del ion hidronio la escala del ph En sln acuosa, [H 3 O + ] varía entre 10 M a 10-15 M. Para manipular No. con exponentes negativos convenientemente en los cálculos, se convierten a No. positivos usando sistema numérico llamado ESCALA p, el negativo del logaritmo común del número. Aplicando este sistema numérico a [H 3 O + ] se obtiene ph, el logaritmo negativo de [H + ] (o [H 3 O + ])
A > ph < [H 3 O + ]. Por lo tanto, una solución acídica tiene un MENOR ph (MAYOR [H 3 O + ]) que una sln básica. Comparación [H 3 O + ] en diferentes slnes. Debido a que la escala de ph es logarítmica, una sln de ph 1,0 tiene una [H 3 O + ] 10 veces mayor que una sln de ph 2,0. y ésta a su vez tiene una [H 3 O + ] 100 veces mayor que la de un sln de ph 3,0. Para encontrar la [H 3 O + ] a partir del ph, se debe realizar el proceso aritmético opuesto; esto es, encontrar el antilog negativo del ph Expresión de [OH - ] como poh Slnes ácidas tiene > poh (MENOR [OH - ]) que soluciones básicas
Un BAJO VALOR de pk corresponde a un ALTO VALOR de K
Relación entre ph, poh y pkw
Medición de ph en el lab. - usualmente se miden con un indicador A-B o con ph-metro. Indicadores A-B son moléculas orgánicas cuyo color depende de la acidez o basicidad de la sln en que estén disueltas. El comportamiento de ácidos polipróticos Un ÁCIDO POLIPRÓTICO es un ácido que tiene MÁS de un PROTÓN IONIZABLE.
Bases débiles y su relación a ácidos débiles Constante de disociación básica (o constante de ionización básica), K b
A pesar de nombre constante de disociación básica NINGUNA BASE se disocia en el proceso. Así, como la relación pk a y K a, se sabe que pk b, el logaritmo negativo de K b, DISMINUYE con el INCREMENTO de K b (esto es, incrementa su fuerza básica).
EQUILIBRIO DE LOS SISTEMAS BUFFER ÁCIDO-BASE Por qué algunos lagos se vuelven ácidos cuando son lavados con lluvia ácida, mientras que otros no son afectados? Cómo la sangre mantiene un ph constante en contacto con un sin-número de rxnes celulares A-B? La respuesta en cada caso depende de un BUFFER, TAMPÓN o AMORTIGUADOR. En el lenguaje cotidiano, un AMORTIGUADOR es algo que reduce el impacto de una fuerza externa. Un AMORTIGUADOR ÁCIDO-BASE es una SOLUCIÓN que REDUCE los CAMBIOS de ph por la ADICIÓN de un ÁCIDO o BASE. Para RESISTIR la ADICIÓN de un ÁCIDO o BASE FUERTES SIN cambios SIGNIFICATIVOS en el ph, una sln AMORTIGUADORA debe CONTENER un COMPONENTE ÁCIDO que pueda REACCIONAR con el ION OH - y un COMPONENTE BÁSICO que pueda REACCIONAR con el ION H 3 O + adicionado. Comúnmente, los componentes de una sln AMORTIGUADORA son un PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE de un ÁCIDO DÉBIL.
Como K a es constante, la [H 3 O + ] de la sln depende directamente de la relación de concentración de los componentes de la sln amortiguadora.
Ecuación de Henderson-Hasselbalch CAPACIDAD de un BUFFER es una MEDIDA de su HABILIDAD para RESISTIR el CAMBIO de ph y DEPENDE tanto de la CONCENTRACIÓN ABSOLUTA y RELATIVA de los componentes. > CONCENTRACIÓN de componentes de buffer > CAPACIDAD de buffer.
CURVAS DE TITULACIÓN ÁCIDO-BASE Monitoreando el ph con indicadores ácido-base
CURVAS DE TITULACIÓN ÁCIDO FUERTE BASE FUERTE
Características de la curva - hay tres regiones características, que corresponden a tres mayores cambios en la pendiente. 1. El ph se inicia bajo, dada la alta [H 3 O + ] del ácido fuerte y se incrementa lentamente como el ácido es neutralizado por la base añadida. 2. Elevación abruptamente del ph. Este aumento se inicia cuando los moles de OH - que se han añadido igualan a los moles de H 3 O + originalmente presentes en el ácido. Una gota adicional o dos de la base neutraliza el exceso final muy pequeño de ácido e introduce un exceso pequeño de la base, por lo que el ph salta 6 a 8 unidades. 3. Más allá de esta parte escarpada, el ph aumenta lentamente a medida que se añade más base.
El PUNTO EQUIVALENTE que se produce dentro de la porción casi vertical de la curva, es el punto en el que el número de moles de OH - agregado es igual al número de moles de H 3 O + originalmente presentes. En el punto de equivalencia de una titulación ácido fuerte-base fuerte, la sln consiste del anión del ácido fuerte y del catión de la base fuerte. Estos iones no reaccionar con el agua, por lo que la solución es neutra: ph = 7.