Unidad V: Mediciones Potenciométricas Contenido Ácidos y bases Modelos de ácidos y bases Equilibrios de disociación de ácidos y bases Equilibrio iónico del agua Concepto, escala y medida del ph
Ácidos y Bases Hoy día es muy conocido el análisis basado en reacciones ácido-base, y la aplicación de estas sustancias en todo tipo de industrias (siderúrgica, alimentación, curtidos, etc). Incluso suele tomarse como índice de desarrollo industrial de un país el nivel de producción de ciertos ácidos como sulfúrico y nítrico.
Ácidos y Bases La contaminación de origen industrial es una de las que produce un mayor impacto, por la gran variedad de vertidos que pueden aportar al agua: materia orgánica, metales pesados, incremento de ph y temperatura, radioactividad, aceites, grasas, etc. Entre las industrias más contaminantes se encuentran las petroquímicas, las agroalimentarias, las energéticas (térmicas, nucleares, hídricas, etc.), papeleras, siderúrgicas, alimenticias, textiles y mineras. Esta contaminación por parte de vertidos industriales puede originar la lluvia acida, la cual se forma tras mezclarse el oxido de nitrógeno y el dióxido de azufre con el vapor de agua.
Ácidos (del latín acidus, agrio) Modelos de ácidos y bases Álcalis (del árabe al kali, cenizas de planta) ÁCIDOS Sabor Ácido Amargo Sensación a la piel Punzante o picante Suaves al tacto Colorantes vegetales (tornasol) Reactividad Neutralización Rojo Corrosivos Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo hidrógeno En disolución conducen la corriente eléctrica Pierden sus propiedades al reaccionar con bases Azul BASES Corrosivos Disuelven grasas. Al tratar grasas animales con álcalis se obtiene el jabón Precipitan sustancias disueltas por ácidos En disolución conducen la corriente eléctrica Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
Teoría Definición de ácido Definición de base Reacción ácido base Arrhenius Brönsted - Lowry Lewis Teoría de la disociación o ionización en agua Dar iones H + en agua Dar iones OH - en agua Formación de agua Teoría protónica Dador de protones Aceptor de protones Transferencia protónica Teoría electrónica Aceptor par de electrones Dador par de electrones Formación de un enlace covalente coordinado Ecuación H + + OH - H 2 O AH + B A - + BH + A + :B A:B Limitaciones Aplicable únicamente a disoluciones acuosas. Los ácidos deben tener H y las bases OH Aplicable únicamente a reacciones de transferencia de protones. Los ácidos deben tener H Teoría general
1.Equilibrios de disociación de ácidos y bases Una sustancia HA se comporta como un ácido y cede un protón, el ión formado A - puede aceptar un protón, actuando como una base, que se llama base conjugada del ácido. Análogamente, cuando una base (B) acepta un protón, se convierte en un ácido (BH + ), puesto que puede volver a ceder el protón, y que se llama ácido conjugado de la base.
2. Carácter relativo del concepto de ácido y de base. Anfóteros Las sustancias que pueden comportarse como ácido o como base se llaman anfóteras. (NH 2 )CO(NH 2 ) + H 2 O (NH 2 )CO(NH 3 ) + (aq) + OH - (aq) base 1 ácido 2 ácido 1 base 2 (NH 2 )CO(NH 2 ) + NH 3 (NH 2 )CO(NH) - (aq) + NH 4+ (aq) ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 Una sustancia anfótera tiene comportamiento ácido frente a una sustancia más básica que ella, y comportamiento básico frente a una sustancia más ácida que ella.
Ácidos y bases fuertes y débiles De forma cualitativa y según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado, mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño. De manera análoga, en la teoría de Brönsted - Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder un protón, mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a aceptar un protón. Ácido fuerte Ácido débil Base fuerte Base débil HCl CH 3 COOH (HAc) NaOH NH 3 HNO 3 H 2 CO 3 Hidróxidos H 2 SO 4 H 2 S
Esta constante Ka se llama constante de disociación o de ionización (a veces constante de acidez), y mide cuantitativamente la fuerza del ácido HA respecto al agua. Cuanto mayor sea el valor de Ka, mas fuerte será el ácido (y más débil su base conjugada A - ). Constante de acidez Proceso es: HA + H 2 O A - (aq) + H 3 O + (aq).
Constante de basicidad Esta constante Kb se llama constante de disociación o de ionización (a veces constante de basicidad), y mide la fuerza de una base. Cuanto mayor sea el valor de Kb, mas fuerte será la base.
Equilibrio iónico del agua La concentración del agua es prácticamente constante Kw = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 a 25 ºC se llama producto iónico del agua. Vas a suponer que siempre trabajas con agua y con disoluciones a 25 ºC.
Las disoluciones acuosas son neutras, ácidas o básicas, cuando: Disolución acuosa A cualquier temperatura A 25 ºC, en mol L -1 Neutra [H 3 O + ] = [OH - ] ph= poh = 7 Ácida [H 3 O + ] > [OH - ] ph < 7 poh - > 7 Básica [H 3 O + ] < [OH - ] ; ph > 7 [H + ] < 10-7 poh < 7 Ni [OH - ] ni [H 3 O + ] pueden ser cero, ya que entonces sería Kw = 0. Esto significa que en disoluciones ácidas siempre hay presentes iones OH -, aunque en una concentración muy pequeña, y lo mismo ocurre con los iones H 3 O + en disoluciones básicas.
Concepto, escala y medida del ph Para establecer cuantitativamente la acidez o basicidad de una disolución, en lugar de usar las concentraciones de OH - o H 3 O + resulta más cómodo usar su logaritmo cambiado de signo, llamado poh y ph respectivamente. ph = - log [H 3 O + ] poh = - log [OH - ] se indica con dos cifras decimales como máximo se mide utilizando medidores de ph el ph de una disolución aumenta a medida que disminuye [H 3 O + ], o sea, la acidez la suma del ph y el poh es 14
Indicadores Los indicadores ácido-base son sustancias que experimentan un cambio de color apreciable al variar suficientemente el ph de la disolución en que se encuentran. Desde el punto de vista molecular, son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido que su base conjugada. Se trata de disoluciones de ciertos colorantes orgánicos de estructura compleja.