Acidez y basicidad
PH
Concepto de ácido - base según
Arrhenius
•
A través del tiempo, los químicos han buscado relacionar las
propiedades de los ácidos y las bases con sus composiciones y
estructuras moleculares.
•
Para 1830 ya era evidente que todos los ácidos contienen hidrógeno,
pero no todas las sustancias que contienen hidrógeno son ácidos.
•
Durante la década de 1880, el químico sueco Svante
Arrhenius
(1859-1927) vinculó el comportamiento ácido con la presencia de
iones
H+y el comportamiento básico con la presencia de iones
•
Un
ácido
es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la
concentración de iones H
+.
•
Una
base
es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la
concentración de iones OH
-Concepto de ácido - base según
Arrhenius
El concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases, aunque es útil, tiene limitaciones.
Una de ellas es que está restringido a las disoluciones acuosas y hoy es sabido que en
ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY
•
En 1923 el químico danés Johannes
Bronsted
(1879-1947) y el
químico inglés Thomas
Lowry
(1874-1936) propusieron de forma
independiente una definición más general de los ácidos y las bases.
Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones
ácido-base involucran la transferencia de iones
H +
de una
sustancia a otra
Ácido:
Sustancia que tiende a dar protones a otra.
•
Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está
comportando como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él,
como las reacciones son de equilibrio, podría volver a tomarlo por lo
que se transforma en una base, la base conjugada del ácido.
•
De manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha
captado, puede desprenderse de él, transformándose en un ácido, su
ácido conjugado:
ÁCIDOS Y BASES DE BR0NSTED-LOWRY
ÁCIDOS Y BASES DE
BR0NSTED-LOWRY
El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A-(base 1) y el agua A-(base 2) es la base de su ácido conjugado H3O+(ácido 2)
Ionización del cloruro de hidrógeno en agua para formar H+(ac).
Un ion H+ es sólo un protón que interactúa intensamente con pares de electrones no enlazantes de moléculas de agua para formar iones hidrógeno hidratados
ÁCIDOS Y BASES DE
BR0NSTED-LOWRY
La molécula de HCl transfiere un ion H+ (un
protón) a una molécula de agua, para
formar iones hidronio y cloruro
El HCl actúa como un ácido de Bronsted-Lowry (dona un protón al H2O) y el H2O actúa como una base de Bronsted-Lowry (acepta un protón del HCl)
En cualquierequilibrio ácido-base En la reacción directa el HX le dona un protón al H2O, por lo tanto, el HX es el ácido y el H2O es la base de. En la reacción inversa el ion H3O+le dona un protón al ion X- , por lo que el H
ÁCIDOS Y BASES DE
BR0NSTED-LOWRY
Algunas sustancias pueden actuar como un ácido en una reacción y como una base en otra.
Por ejemplo, el H2O es una base cuando reacciona con HCl y un ácido cuando reacciona con NH3.
Una sustancia que es capaz de actuar como un ácido o como una base se conoce como
anfótera.
• De las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base conjugada será muy fuerte
Constantes de acidez y basicidad que permiten
ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.
Un ácido fuerte transfiere por completo sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en la disolución.
Su base conjugada tiene una tendencia insignificante a protonarse (a extraer protones) en una disolución acuosa.
Un ácido débil sólo se disocia parcialmente en disolución acuosa y por lo tanto existe en la disolución como una mezcla de moléculas de ácido y sus iones que lo forman.
Ácidos fuertes
•
La disociación del HCl en disolución acuosa diluida se
produce
prácticamente por completo.
•
Por el contrario, la autodisociadón del agua se produce únicamente
en una extensión muy pequeña.
•
Como resultado se puede deducir que al calcular [H
3O
+] en una
disolución acuosa de un ácido fuerte, la única fuente significativa de
[H
3O
+] es el ácido fuerte.
•
Los siete ácidos fuertes más comunes incluyen seis ácidos
monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO
3, HClO
3y HCIO
4y un ácido
diprótico (H
2SO
4).
•
El ácido nítrico (HNO
3) ejemplifica el comportamiento de los
ácidos fuertes monopróticos por tanto una disolución acuosa
de HNO
3consiste por completo en iones [H
3O
+] y NO
3-
.
Ácidos fuertes
•
Indistintamente [H
3O
+] y H
+para representar al protón
hidratado en agua.
•
De
este
modo,
con
frecuencia
simplificamos
las
ecuaciones de las reacciones de ionización de ácidos de
la siguiente forma:
Bases fuertes
•
Las bases fuertes habituales son hidróxidos iónicos.
•
Cuando estas bases se disuelven en agua, las moléculas de H
2O separan los
cationes y aniones (OH-) de la base.
•
Como la autodisociación del agua se produce en una extensión muy limitada,
es una fuente despreciable de iones OH-.
•
Esto significa que al calcular [OH-] en una disolución acuosa de una base
fuerte, la base fuerte es la única fuente importante de OH-, a menos que la
disolución sea extremadamente diluida.
Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la disolución
no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la reacción
ÁCIDOS DÉBILES
•
La mayoría de las sustancias acidas son
ácidos débiles
y por lo tanto
sólo se
ionizan parcialmente
en disoluciones acuosas.
•
Podemos utilizar la
constante de equilibrio
de la
reacción de
ionización
para expresar el grado de ionización de un ácido débil.
•
Si representamos un
ácido débil general como HA
, podemos escribir
la ecuación de su reacción de ionización en cualquiera de las
siguientes formas, dependiendo de si la representación del protón
ÁCIDOS DÉBILES
Como el H2O es el disolvente, se omite de la expresión de la constante de equilibrio.
El subíndice “a” en Ka indica que es una
constante de equilibrio para la ionización
de un ácido, por lo que se conoce como
la constante de disociación ácida.
BASES DÉBILES
•
Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua.
•
Las bases débiles reaccionan con agua, extrayendo protones del H
2O y
por consiguiente, formando el ácido conjugado de la base y los iones
OH
-La Constante Kb siempre se refiere al equilibrio en el
que una base reacciona con el H
2O para formar el
ácido conjugado correspondiente y OH
-.
ACIDOS Y BASES DÉBILES
•
Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular
la concentración de iones H
3O
+(o de OH
-) teniendo en cuenta que
Auto ionización del agua
Según Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto
depende de con quién actúen. Por ejemplo:
LA ESCALA DE pH
•
Una forma más conveniente de describir las
concentraciones de
los iones hidronio e hidróxido
fue propuesta en 1909, por el
bioquímico Sorensen, quién propuso el
término pH para
indicar el «potencial del ion hidrógeno».
•
La concentración molar de H+ en una disolución acuosa es por
lo general muy pequeña.
•
Por lo tanto, por conveniencia expresaremos
[H+] en términos
LA ESCALA DE pH
•
El
pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno
, es un parámetro muy
usado en química para medir el
grado de acidez o alcalinidad
de las
sustancias
Calculo de pH
Es necesario conocer [H+] en la solución.
Ácidos fuertes
HA
H
++ A
-[H
+]= [A
-] =C
HAEjemplo: HClO
40,040 M [H
+] = 0,040
Bases fuertes
MOH
M
++ OH
-•
[OH
-] = C
MOH
M(OH)
2M
++ OH
-•
[OH
-] = 2
El pOH
•
El logaritmo negativo también es una forma conveniente de
expresar las magnitudes de cantidades pequeñas.
Ejercicios
1. Calcule la concentración de H+(ac) en:
• a). Una disolución en la que [OH-] es 0,010 M
• b). Una disolución en la que [OH-] es 1,8-10-9 M.
2. Calcule los valores de pH para las dos disoluciones del ejercicio anterior.
3. Una muestra de jugo de manzana recién preparado tiene un pH de 3,76, calcule [H+] 4. Cual es el pH de una disolución 0,040 M de HClO4?
5. Cual es el pH de
a). Una disolución de NaOH 0,028 M b). Una disolución de Ca(OH)2 0,0011 M
