SEMANA No 12 ACIDOS BASES Y ELECTROLITOS Licda

SEMANA No. 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Licda. Bárbara Toledo

Ácidos y Bases Se sabe desde hace mucho, que las sustancias con sabor agrio contienen ácidos y que las sustancias químicas capaces de neutralizar a éstas son las bases o álcalis, y son las que tienen un sabor amargo y sensación jabonosa.

Ácidos y Bases En general existen tres teorías bajo las cuales se puede definir a los ácidos y las bases; esta son: • Teoría de Arrhenius • Teoría de Brönsted-Lowry • Teoría de Lewis

TEORIA CLASICA O DE ARRHENIUS �Svante Arrhenius, Arrhenius (1859 -1927), llegó a la conclusión de que las propiedades típicas de las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a iones hidróxido, OH-

Ejemplos de Ácidos de Arrhenius �Son todos los ácidos clásicos; HCl, H 2 SO 4, HNO 3, etc. que al disolverse en agua se disocian o ionizan en la forma: HCl Cl- (ac) + H+ (ac)

Ejemplos de Bases de Arrhenius �Son todos los hidróxidos de metales (en particular los de los metales alcalinos y alcalinotérreos); Na. OH, KOH, Ca(OH)2 y que al disolverse en agua se disocian en la forma: H 2 O Na. OH Na+ (ac) + OH- (ac)

Teoría de Brönsted-Lowry El ión hidrógeno, H+, no puede existir como tal en disolución acuosa, sino que se encuentra en forma de ión hidronio, H 3 O+.

�Cuando un ácido se disuelve en agua, es lógico suponer que el ión hidronio se forma por la transferencia de un protón desde la molécula de ácido a una molécula de agua. HCl + H 20 H 3 O+ + Cl. Esta ecuación tiene la ventaja de hacer intervenir explícitamente al disolvente, que juega un importante papel en las reacciones ácido-base

�Estas consideraciones condujeron J. N. Brönsted y T. M. Lowry a proponer (1923) una nueva definición de ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos: �Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base). �Base es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

�Teniendo esto en cuenta, se pueden explicar las propiedades de las bases como el amoniaco y el ion carbonato: H 2 O + NH 3 NH 4+ + OH- ácido base ácido base H 2 O + CO 3 2 - HCO 3 - + OH ácido base ácido base

�Una reacción ácido-base se puede escribir en la forma general: par ácido-base conjugado HA + B ↔ BH+ + A- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 par ácido-base conjugado

TEORIA DE LEWIS �Son ácidos aquellas sustancias que tienen en su configuración electrónica orbitales libres capaces de aceptar y compartir un par de electrones. compartir Por ejemplo: SO 3, BF 3

�Para Lewis son bases las sustancias que tienen un par de electrones no compartidos que pueden ceder con ceder mayor o menor facilidad. Por ejemplo: H 3 N: , C 5 H 5 N:

La reacción de neutralización consiste en neutralización que el par electrónico de la partícula básica es aceptado por la partícula ácida, formándose un enlace covalente. : F: H F H ▪▪ F: B + : N: H F-B- N-H ▪▪ : F: H F H ▪▪ ACIDO BASE

FUERZA DE ACIDOS Y BASES �IONIZACION, DISOCIACION, HIDRÓLISIS Proceso mediante el cual una sustancia al entrar en contacto con el agua, se separa en sus iones respectivos. ACIDOS: moles de H 3 O+ / mol de ácido disuelto BASES: moles de OH- / mol de base disuelto

Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones y conduce la electricidad Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.

Los electrolitos pueden ser ácidos o bases

Un electrolito fuerte : fuerte Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. por ejemplo: K H 2 3

Un electrolito débil : débil Es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible. Por ejemplo:

El agua pura se dice que es una sustancia no pura conductora de la electricidad , pero , en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en el agua pura deben existir iones , aunque en concentraciones extremadamente pequeñas.

Puesto que el agua es un electrolito débil y puede actuar como ácido y como base (anfótero), cada solución acuosa está caracterizada por el proceso de auto-ionización.

Esto significa que , aunque en pequeñísima proporción , el agua está disociada. Este proceso se llama autoionización (Arrhenius) o autoprotólisis del agua (Brönsted-Lowry) ) en la forma: H 2 O + H 2 O H 3 O+ + OH- ácido 1 base 2 ácido 2 base 1

La concentración de iones hidronio en el agua pura y soluciones neutras a 25ºC es 0. 00000010 ó 1. 0 x 10 -7 y la concentración de hidróxido en el agua pura y soluciones neutras a 25ºC también es 0. 00000010 ó 1. 0 x 10 -7

La constante de equilibrio sería: Keq = [H 3 O+][OH-] [H 2 O] Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante , se puede no incluir en la constante de equilibrio , que se expresa entonces en la forma : + – 14 Kw =[H Kw 3 O ][OH ] = 1. 0 x 10 (a 25 ºC) Esta constante , Kw, se llama: Kw PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

Las expresiones de Ka y Kb: Ka = [H+][ A- ] Kb = [ B+][OH-] [HA] [BOH] La Ka y la Kb , serán la medida de la fuerza del ácido o de la base , cuanto base mayor sea su valor , la sustancia estará más disociada, y por lo tanto el ácido o la base, será más fuerte. �

Como saber si una sustancia es fuerte o débil? �Un ácido débil tiene una ionización reversible y posee una Ka �Una base débil tiene una ionización reversible y posee una Kb �Un ácido fuerte tiene una ionización irreversible y no posee Ka ( [H+] = [ácido] ) �Una base fuerte tiene una ionización irreversible y no posee Kb ( [OH-] = [base] )

CONCEPTO DE p. H Para poder expresar las concentraciones de soluciones ácidas o básicas mediante números sencillos , Sörensen , en 1909 , propuso utilizar una escala de acidez que se conoció más tarde como la escala de p. H, del francés “pouvoir hydrogène” poder del hidrógeno

�p. H: El negativo del logaritmo de la concentración de p. H: iones hidrógeno. p. H = - log [H+] �Conviene tener muy en cuenta que debido al cambio de signo en el logaritmo, el p. H de una disolución aumenta a medida que disminuye [H+] , o sea la acidez.

�p. OH: como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. p. OH = -log [OH-] �Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del H 2 O, se deduce que a 25ºC se cumple: p. H + p. OH = 14

Porcentaje de Ionizacion �Ácidos: concentración de H+ * 100 concentración del ácido �Bases: concentración de OH- * 100 concentración de la base