CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES ÁCIDOS 1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja. 2. Cambian el color del papel tornasol a rosado. 3. Son corrosivos. 4. Producen quemaduras de la piel. 5. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas. 6. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrogeno. 7. Reacciona con bases para formar una sal mas agua. Ejemplos: ácido acético (vinagre) ácido acetil salicílico (aspirina) ácido ascórbico (vitamina C) ácido cítrico (zumo de naranja) ácido clorhídrico (jugos gástricos) ácido sulfúrico (baterías de coches) BASES 1. Tienen sabor amargo, como en el caso del bicarbonato (de sodio). 2. Cambian el color del papel tornasol a azul. 3. Son corrosivos. 4. Son jabonosas al tacto. 5. Son buenas conductoras de electricidad en disoluciones acuosas. 6. Reacciona con los óxidos no metálicos para formar sal y agua 7. Reaccionan con los ácidos formando una sal y agua. Ejemplos: Bicarbonato de sodio (antiácido) amoníaco (limpiadores caseros) hidróxido de sodio o sosa (jabones y geles) hidróxido de magnesio (laxante y antiácido)
1) TEORÍAS ÁCIDO-BASE 1) La primera teoría importante es la del químico sueco ARRHENIUS (1884): - Un ÁCIDO es toda sustancia cuyas moléculas se disocian (se parten o rompen) en disolución acuosa produciendo o liberando iones H + (protones). - Una BASE es toda sustancia cuyas moléculas se disocian (se parten o rompen) en disolución acuosa produciendo o liberando iones OH (hidroxilo). - Una reacción de NEUTRALIZACIÓN es aquella en la que un ácido reacciona con una base produciendo la correspondiente sal y agua. - Los óxidos de NO Metales reaccionan con H 2 O produciendo disoluciones ÁCIDAS - Los óxidos de METALES reaccionan con H 2 O produciendo disoluciones BÁSICAS 2) La segunda teoría es la de BRÖNSTED-LOWRY (1923, danés e inglés respectivamente): - Un ÁCIDO es toda especie química capaz de ceder un ión H + (protón) a otra sustancia. - Una BASE es toda especie química capaz de recibir un ión H + (protón) de otra sustancia. - Una REACCIÓN ÁCIDO-BASE es una transferencia de H + (protones) desde un ácido a una base. En general, si introducimos el concepto de pares ácido-base conjugados: DIFERENCIAS ENTRE AMBAS TEORÍAS: - El concepto de ácido o base de Brönsted-Lowry es válido para cualquier disolvente, no sólo para el agua como el de Arrhenius. - La definición de BASE de Brönsted-Lowry permite considerar como tales sustancias que no contienen iones OH - pero que realmente lo son, ya que son capaces de... Ejemplos: NH 3, CO 3 2-, HCO 3 -, S 2-, aminas (R-NH 2 3) La tercera teoría es la del norteamericano LEWIS (1938), que habla no de protones sino de electrones, cambiando las tornas : - Un ÁCIDO es toda especie química capaz de recibir un par de electrones (e - ) ya que tiene al menos un orbital vacío. Ej: BF 3, H +, - Una BASE es toda especie química capaz de ceder un par de electrones (e - ) ya que tiene al menos un par de electrones no compartidos. Ej: NH 3 - Ejemplo de reacción ácido-base de Lewis: H + + NH 3
2) ELECTROLITOS Son los compuestos que, AL DISOLVERSE EN AGUA, se IONIZAN o se disocian en IONES (se parten o se rompen produciendo iones), por lo que SUS DISOLUCIONES SON CONDUCTORAS de la corriente eléctrica. Hay 2 tipos de electrolitos: A) ELECTROLITOS FUERTES. Son aquellos que al disolverlos en agua se disocian o ionizan TODAS sus moléculas o unidades estructurales (si son iónicos), produciendo un 100 % de iones. Por tanto NO PRODUCEN EQUILIBRIOS QUÍMICOS. Ejemplos (poner ionización): - Todas las SALES IÓNICAS (binarias o ternarias): - Los ÁCIDOS FUERTES (binarios o ternarios): - Las BASES FUERTES (hidróxidos de los alcalinos y alcalinotérreos): B) ELECTROLITOS DÉBILES. Son aquellos que al disolverlos en agua se disocian o ionizan PARTE de sus moléculas o unidades estructurales (si son iónicos), produciendo MENOS de un 100 % de iones. Por tanto, SÍ PRODUCEN EQUILIBRIOS QUÍMICOS. Ejemplos: - Los ÁCIDOS DÉBILES (binarios, ternarios u orgánicos): - Las BASES DÉBILES: 3) TIPOS DE DISOLUCIONES ácido-base y ph En cualquier disolución acuosa diluida se cumple que: [H + ] [OH - ] = Luego conociendo una de ellas podemos siempre calcular la otra. Desde el punto de vista de la acidez o basicidad de una disolución podemos distinguir 3 casos: 1) Una disolución NEUTRA es aquella en la que: 2) Una disolución ÁCIDA es aquella en la que: 3) Una disolución BÁSICA es aquella en la que: EL ph es una medida de la acidez o basicidad de una disolución, y se define como: El poh también es una medida de la acidez o basicidad de una disolución, y se define como: Aplicando las concentraciones de iones H + y de OH - que hemos visto antes: 1) En una disolución NEUTRA el ph = y el poh = 2) En una disolución ÁCIDA el ph = y el poh = 3) En una disolución BÁSICA el ph = y el poh = En todos los casos, la suma de ph + poh = por lo que sabiendo uno podemos calcular el otro.
4) ÁCIDOS FUERTES Son aquellos que al disolverlos en agua se disocian o ionizan TODAS sus moléculas, produciendo un 100 % de protones H +. Ejemplo: al echar en agua 3 moles de H 2 SO 4 Reacción ajustada: H 2 SO 4 (aq) Moles iniciales (n 0 ) 3 Moles FINALES (NO EQ) Al instante!! MOLES TOTALES 3 Un ácido fuerte siempre se tacha porque el 100 % de sus moléculas están disociadas (rotas o partidas) en iones. Es decir, la forma inicial de un ácido fuerte NO EXISTE en la disolución. POR TANTO, LOS MOLES DE ÁCIDO FUERTE que nos den SE TRANSFORMAN INSTANTÁNEAMENTE EN LOS MISMOS MOLES DE H + que son los que interesan para el ph, neutralizaciones...!! 1. Su grado de disociación α (tanto por uno o por ciento de moléculas disociadas, partidas o rotas) es 1 o 100 %, luego en ellos no tiene sentido calcular α. 2. NO dan lugar a EQUILIBRIO, ya que el 100 % de sus moléculas estarán siempre disociadas. 3. Al no producir equilibrios NO tienen valor de Ka (o se indicará muy alto muy grande ). 4. Como al disociarse producen una alta [H + ] ( > 10-7 M), producen ph muy bajos (muy ácidos). Es decir, desequilibran el equilibrio del agua aumentando mucho la: y por tanto disminuyendo mucho la: Lista de ÁCIDOS FUERTES (tachando): Ácido FUERTE Al disolverlo en H 2 O Base conjugada K a Clorhídrico HCl Cl - (muy débil) muy grande Bromhídrico HBr muy grande Yodhídrico HI muy grande Nítrico HNO 3 muy grande Sulfúrico H 2 SO 4 muy grande Perclórico HClO 4 muy grande
5) BASES FUERTES Son aquellas que al disolverlas en agua se disocian o ionizan TODAS sus moléculas (unidades estructurales iónicas), produciendo un 100 % de iones hidroxilo OH -. Reacción ajustada: Ca (OH) 2 (aq) Moles iniciales (n 0 ) 3 Moles FINALES (NO EQ) Al instante!! MOLES TOTALES 3 Una base fuerte siempre se tacha porque el 100 % de sus unidades están disociadas (rotas o partidas) en iones. Es decir, la forma inicial de una base fuerte NO EXISTE en la disolución. POR TANTO, LOS MOLES DE BASE FUERTE que nos den SE TRANSFORMAN INSTANTÁNEAMENTE EN LOS MISMOS O EL DOBLE DE MOLES DE OH - que son los que interesan para ph, neutralizaciones...!! 1. Su grado de disociación α (tanto por uno o por ciento de unidades disociadas, partidas o rotas) es 1 o 100 %, luego en ellas no tiene sentido calcular α. 2. NO dan lugar a EQUILIBRIO, ya que el 100 % de sus unidades estructurales estarán siempre disociadas. 3. Al no producir equilibrios NO tienen valor de K b (o se indicará muy alto o muy grande ). 4. Como al disociarse producen una alta [OH - ] ( > 10-7 M), producen ph muy altos (muy básicos). Es decir, desequilibran el equilibrio del agua aumentando mucho la: y por tanto disminuyendo mucho la: Lista de BASES FUERTES (tachando): TODOS LOS HIDRÓXIDOS DEL GRUPO 1 (metales alcalinos) y GRUPO 2 (metales alcalinotérreos). Base FUERTE Al disolverla en H 2 O Ácido conjugado K b Hidróxido de sodio NaOH Na + (muy débil) muy grande Hidróxido de potasio KOH muy grande Hidróxido de bario Ba (OH) 2 muy grande Hidróxido de calcio Ca (OH) 2 muy grande
6) 1º tipo de REACCIÓN: ÁCIDO FUERTE (NO tiene K eq ) + BASE FUERTE (NO tiene K eq ). Ej: HCl + Ca(OH) 2 Como los 2 son fuertes, se ionizan o disocian TODAS sus moléculas (o unidades estructurales) y producen una reacción de NEUTRALIZACIÓN (reacción de protones H + con iones hidroxilo OH - ). Estas reacciones siguen siempre el mismo esquema: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE SAL + AGUA Ej: HClO 4 + NaOH NaClO 4 + H 2 O H 2 SO 4 + KOH HBr + Mg (OH) 2 H 2 SO 4 + Ca (OH) 2 NO HAY EQUILIBRIO (no hay K eq ), LUEGO ES UN PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRÍA!!! seguimos el PROTOCOLO de ESTEQUIOMETRÍA 1) PASAR DATO o DATOS A MOLES. 2) RELACIÓN O PROPORCIÓN MOLAR entre DATO e INCÓGNITA 3) Si de uno sobran moles, con las moles que sobren calculamos el ph o poh. EJERCICIO tipo de ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE: Tenemos 200 ml de una disolución 0,1 M de HCl. Calcula: A) Los gramos de Ca (OH) 2 necesarios para neutralizar la disolución. Masas atómicas: Ca = 40; O = 16; H = 1. B) Calcula el ph de la disolución resultante. C) Calcula el volumen de una disolución de Ca (OH) 2 0,2 N necesario para reaccionar completamente con la disolución de HCl. D) Qué ph se obtendrá al mezclar los 200 ml de disolución 0,1 M de HCl con 100 ml de disolución 0,5 M de hidróxido de calcio?
7) VALORACIONES ÁCIDO fuerte-base fuerte Una VALORACIÓN o TITULACIÓN ácido-base es el proceso de laboratorio por el que: - averiguamos la concentración de una disolución de ácido o base - haciéndola reaccionar con otra base/ácido de concentración conocida - con ayuda de un "indicador" (sustancia que cambia de color cuando el ph cambia)
8) ÁCIDOS DÉBILES Son aquellos que al disolverlos en agua se disocian o se ionizan una PARTE de sus moléculas (NO el 100%), llegando a un estado de EQUILIBRIO entre las moléculas iniciales y las disociadas en iones. Ejemplo: al echar en agua 3 moles de H 2 CO 3 : Reacción ajustada: H 2 CO 3 (aq) Moles iniciales (n 0 ) 3 Moles en EQUILIBRIO Al cabo de un tiempo!! MOLES TOTALES 3 POR TANTO, LOS MOLES DE ÁCIDO DÉBIL que nos den (n 0 ) producen, al cabo del tiempo, X MOLES DE H + que son los que interesan para ph, neutralizaciones...!! 1. Su grado de disociación α (tanto por uno o por ciento de moléculas disociadas, partidas o rotas) es MENOR QUE 1 o 100 %, luego en ellos SÍ tiene sentido calcular α. 2. SÍ dan lugar a EQUILIBRIO, ya que el 100 % de sus moléculas NO estarán disociadas. 3. Al producir equilibrios SÍ tienen valor de Ka (constante de equilibrio) 4. Como al disociarse producen una mayor [H + ] que el agua pura ( > 10-7 M), producen ph menores que 7 (ácidos), pero no tan bajos como los ácidos fuertes. Es decir, desequilibran el equilibrio del agua aumentando la: y por tanto disminuyendo la: Lista de ÁCIDOS DÉBILES Ácido DÉBIL Al disolverlo en H 2 O Yódico HIO 3 IO 3 - Base conjugada K a 1,7 x 10-1 Sulfuroso H 2 SO 3 1,5 x 10-2 (Orto)fosfórico H 3 PO 4 7,5 x 10-3 Fluorhídrico HF 3,5 x 10-4 Acético CH 3 COOH 1,8 x 10-5 Carbónico H 2 CO 3 4,3 x 10-7 Catión Amonio NH 4 + 5,6 x 10-10 Cianhídrico HCN 4,9 x 10-10 Anión Bicarbonato HCO 3-5,6 x 10-11 Agua pura H 2 O 10-14 Para un ácido DÉBIL cualquiera AH, al disolverlo en agua se produce el equilibrio: Como + [ A ] [ H ] eq [ AH ] eq eq Ka =, cuanta mayor sea Ka mayor numerador mayor [H + ] produce mayor grado de disociación (α) más fuerte es el ácido más ácido es o más acidez produce.
MENOR ph produce MENOS FUERTE o más débil es su base conjugada (A - ) Ka K b conjugada = 10-14 Ejercicio 1.-Tenemos 2 ácidos débiles: HA (pka = 4) y HB (pka = 8). Razona las respuestas: A) Calcula la Ka de cada uno: B) Cuál es más fuerte o más ácido? C) Cuál es más débil o menos ácido? D) Cuál tiene mayor grado de disociación (α)? E) Orden de mayor a menor ph: F) Ordena sus bases conjugadas de más fuerte a menos fuerte: G) Calcula la K b de sus bases conjugadas: Ejercicio 2.- Se preparan 300 ml de una disolución de ácido acético 0,5 M. Calcula: A) Grado de disociación. B) ph y poh de la disolución. C) concentración de una disolución de H 2 SO 4 que se necesitan para obtener el mismo ph. D) Gramos de hidróxido de calcio necesarios para neutralizar la disolución anterior. E) Volumen de una disolución 0,1 M de NaOH necesarios para lo mismo. DATO: Ka (CH 3 COOH) = 1,8 x 10-5
9) BASES DÉBILES Son aquellas que al disolverlas en agua se ionizan una PARTE de sus moléculas (NO el 100%), llegando a un estado de EQUILIBRIO entre las moléculas iniciales y las ionizadas. Ejemplo: al echar en agua 3 moles de NH 3 : Reacción ajustada: NH 3 (aq) Moles iniciales (n 0 ) 3 Moles en EQUILIBRIO Al cabo de un tiempo!! MOLES TOTALES 3 POR TANTO, LOS MOLES DE BASE DÉBIL que nos den (n 0 ) producen, al cabo del tiempo, X MOLES DE OH - que son los que interesan para ph, neutralizaciones...!! 1. Su grado de disociación α (tanto por uno o por ciento de moléculas disociadas, partidas o rotas) es MENOR QUE 1 o 100 %, luego en ellos SÍ tiene sentido calcular α. 2. SÍ dan lugar a EQUILIBRIO, ya que el 100 % de sus moléculas NO estarán disociadas. 3. Al producir equilibrios SÍ tienen valor de K b (constante de equilibrio). 4. Como al ionizarse producen una mayor [OH - ] que el agua pura ( > 10-7 M), producen ph mayores que 7 (básicos), pero no tan básicos como las bases fuertes Lista de BASES DÉBILES Base DÉBIL Al disolverla en H 2 O Ácido conjugado Amoniaco NH 3 1,8 x 10-5 Hidróxido de amonio NH 4 OH 1,8 x 10-5 Metilamina CH 3 NH 2 4,2 x 10-4 Anión Acetato CH 3 COO - 5,6 x 10-10 Agua H 2 O 10-14 Para una base DÉBIL cualquiera B -, al disolverla en agua se produce el equilibrio: Como K b [ BH ] eq [ OH ] [ B ] eq eq =, cuanta mayor sea K b mayor numerador mayor [OH - ] produce mayor grado de ionización (α) más fuerte es la base más básica es o más basicidad produce. MENOR poh produce MENOS FUERTE o más débil es su ácido conjugado (BH) K b K ácido conjugado = 10-14 K b
10) 2º tipo de REACCIÓN: uno/a FUERTE (NO tiene K eq ) + uno/a DÉBIL (SÍ tiene K eq ). Ejemplos: Ácido FUERTE + base débil: HCl + NH 3 Ácido débil + Base FUERTE: CH 3 COOH + NaOH 1) Hacer la reacción de transferencia de H + : el que tiene H (el ácido) cede los H + al otro (la base) 2) Localizar dónde está el ÁCIDO o la BASE FUERTE (en los Reactivos o en los Productos). 3) Como el ácido o la base fuerte están completamente disociados (100 % de sus moléculas), el equilibrio estará muy desplazado hacia el lado contrario. EJERCICIO tipo de uno FUERTE + otro DÉBIL: Completar las reacciones y razonar hacia dónde estarán desplazadas. DATOS: K a (CH 3 COOH) = 1,8 10-5 ; : K b (NH 3 ) = 1,8 10-5 ; K a (HF) = 3,5 10-4 a) H 2 SO 4 + CH 3 COO - b) HF + Ca (OH) 2 c) NO 3 - + NH 4 + d) Cl - + HF e) KOH + CH 3 COOH f) Na + + H 2 O POR TANTO, en estas reacciones el ácido o base fuerte obligan al débil a reaccionar totalmente, y tendremos que hacer los cálculos con el nº total de MOLES INICIALES del débil.
11) HIDRÓLISIS: reacción ácido-base de un ión de un ácido o base DÉBIL con el H 2 O. Ej: CaF 2 + H 2 O La hidrólisis es la reacción ácido-base de los IONES procedentes DE ÁCIDOS DÉBILES o BASES DÉBILES con el H 2 O. 1º) Cuando disolvemos CUALQUIER SAL en agua, al ser UN ELECTROLITO FUERTE, se ioniza totalmente, es decir, el 100 % de sus moléculas: 2º) Uno o los 2 iones que aparecen pueden ser un ácido o una base conjugada más o menos débil, si y solo si proceden de ácidos o bases débiles: 3º) Por tanto SÓLO LOS IONES PROCEDENTES DE ÁCIDOS O BASES DÉBILES reaccionarán con el agua, produciendo un ph ácido, básico o neutro (si no reacciona ningún otro ión): Ejercicio 1.- A partir de los valores de K a suministrados, deduzca si el ph de disoluciones acuosas de las siguientes sales es neutro, ácido o básico: A) MgCl 2 ; B) NH 4 Cl; C) NH 4 F; D) NaCN. DATOS: K a (HCN) = 6,2 10-10 K a (HF) = 6,7 10-4 K b (NH 3 ) = 1,7 10-5