ÁCIDOS Y BASES

Importancia de los ácidos y las bases en la vida cotidiana

y en la industria

LOS INICIOSEn un principio, los ácidos y las bases se definían de acuerdo con su sabor , sus reacciones con los metales , la sensación experimentada al tocarlos o con pruebas .

Por supuesto que, de esta manera, muchas sustancias no se pueden analizar.

ÁCIDOSPROPIEDADES

Sabor agrio

Reacciona con los metales activos.

Desprendimiento de hidrogeno

Neutraliza bases

Producen cambios de color en los pigmentos

vegetales; Por ejemplo, cambian el color del

papel tornasol de azul a rojo.

Reaccionan con ciertos metales (Zn, Mg y Fe)

para producir Hidrogeno Gaseoso.

Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos,

para producir dióxido de carbono.

Conducen electricidad.

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+

HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da

OH-

NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

Los Ácidos se usaban en diversos procesos metalúrgicos, las bases, se utilizaban en curtido, limpieza y lavado.

Edad Media, los ácidos y bases eran considerados principios opuestos, porque unos neutralizaban los efectos de los otros.

Siglo XVIII, Boyle estableció la primera caracterización de ácidosy bases a partir de sus propiedades.

Ácidos y bases caseros

Ácido o base Donde se encuentra

ácido acético vinagre

ácido acetil salicílico aspirina

ácido ascórbico vitamina C

ácido cítrico zumo de cítricos

ácido clorhídrico jugos gástricos

ácido sulfúrico baterías de coches

amoníaco (base) limpiadores caseros

hidróxido de magnesio (base)

leche de magnesia (laxante y antiácido)

ÁCIDOS:• Tienen sabor agrio.• Son corrosivos para la

piel.• Enrojecen ciertos

colorantes vegetales.• Disuelven sustancias• Atacan a los metales

desprendiendo H2.• Pierden sus

propiedades al reaccionar con bases.

BASES:• Tiene sabor amargo.• Suaves al tacto pero

corrosivos con la piel.• Dan color azul a ciertos

colorantes vegetales.• Precipitan sustancias

disueltas por ácidos.• Disuelven grasas.• Pierden sus

propiedades al reaccionar con ácidos.

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.

Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Electrolito es cualquier sustancia que en disolución da iones y por tanto es capaz de transportar la corriente eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

Svante August

Arrhenius

Ácidos Liberan iones hidrógeno (H+) en agua

HA A- + H+

BasesLiberan iones hidróxido (OH-) en agua

BOH               B- + OH-

Según…Arrhenius

Un acido es aquel que produce iones de hidronio= H3O ó

hidrogeno=H.

las bases producen iones OH- = oxhidrilos ó hidróxido.

H3OH20

H20 OH

Arrhenius (1883)

concluye

Las propiedades característicasde los ácidos, en una solución acuosa,

se debían a la presencia de iones H+

Las propiedades de las soluciones de bases en agua eran debidas a lapresencia de iones Hidróxidos (OH-)

En su forma actual, la teoría de Arrhenius se expresa:

Ácido= es toda sustancia que en solución acuosa cede p+

HA A- + H+

HCl + H2O H3O + Cl-

Ácido Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H+

Bronsted-Lowry

Base Es un receptor de protones; acepta un ion hidrógeno H+

Dona H+

HCl + H2O H3O + Cl-

Acepta H+

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Ácidos Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H+

Bronsted-Lowry

Bases Es un receptor de protones; acepta un ion hidrógeno H+

Dona H+

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Dona H+

Ácido + Base Sal + Agua

Reacciones de neutralización

Arrhenius

Ácido + Base Base + Ácido conjugada conjugado

Reacciones de neutralización

Bronsted-Lowry

Se forma el ácido conjugado

Se forma la base conjugada

NH+4 / NH3 = Ácido / Base conjugada

H2O / H3O+ = Base / Ácido conjugado

NH+4 + H2O H3O + NH3

Dona un H+

Acepta un H+

REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY

Par conjugado

El ácido conjugado es la partícula formada cuando una base acepta un ión hidrógeno (protón H+)

Definiciones

La base conjugada es la partícula que permanece cuando un ácido ha donado un ion hidrógeno (protón H+)

Se forma la base conjugada

HCl Cl-dona H+

Se forma el ácido conjugado

NH3 NH4+

acepta H+

  Ácidos Bases conjugada Nombre del ion

Ácidos fuertes (reaccionan completamente con agua para formar H3O

+ y una base conjugada

H2SO4

HCl

HNO3

HSO4-

Cl-

NO3-

Ión bisulfito

ión cloruro

ión nitrato

Ácidos débiles

(no reaccionan extensamente

con agua)

H3O H2C2O4

HSO4-

H3PO4

HF HC2O4

-

HC2H3 O2

H2S H2PO4

-

HSO3-

NH4+

HCNHCO3

H2O HC2O4

-

SO42-

H2PO4-

F- C2O4

2-

C 2H3O2-

HS- HPO4

2-

SO32-

NH3

CN-

CO32-

Agua Ión oxalato hidrogenadoión sulfatoión fosfato dihidrogenadoión fluoruro ión oxalatoión acetatoión sulfuro hidrogenado ión fosfato hidrogenadoión sulfito Amoniacoión cianuroión carbonato

Ácidos y bases conjugadas

Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+.

Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-.

Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

Neutralización

• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:

H+ + OH– — H2O

• El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

DESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUS

• Solamente utiliza como disolvente el agua

• Las bases son sólo las sustancias que contienen iones hidroxilo (lo que excluye amoniaco, Na2 CO3 etc.)

• Los ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo que excluye a los óxidos ácidos, tipo CO2, SO3…)

• El ión hidronio, H3O+, no existe como tal, sólo el H+

VENTAJAS

• Interpreta las reacciones ácido base en disolución acuosa

• Compara la fuerza de los ácidos y las bases mediante la constante de equilibrio y el grado de disociación

TEORÍA ÁCIDO Y BASE DEBRÖNSTED-LOWRY

Aquí los ácidos y bases nunca actúan de forma aislada, sino en reacciones Ácido-Base, en las que siempre hay un ácido que cedeprotones y una base que los capta

Las propiedades ácido-base se deben al intercambio de p+ según:

Ácido = Toda sustancia capaz de ceder protones.

Base = Toda sustancia capaz de captar protones.

Importante:En esta teoría juega un papel importante los conceptos de BASECONJUGADA de un ácido y ÁCIDO CONJUGADO de una base,

llamados ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Ácido es toda especie capaz

de ceder un protón. El

concepto incluye iones.

Ácido es toda especie capaz

de ceder un protón. El

concepto incluye iones.

Base es toda especie capaz de aceptar

un protón. Además de las bases típicas

(hidróxidos), se puede incluir el amoniaco, ya

que, al disolverse, acepta un protón del

agua, formando el ion amonio:

La teoría de Brönsted y Lowry incluye a la de Arrhenius y la amplía:

•Las propiedades ácidas o bases no dependen de la sustancia en sí, dependen de la sustancia con que reaccionen.

•No guarda relación con el concepto de sal de Arrehenius. La neutralización es la transferencia de un protón del ácido a una base (par conjugado).

•El ser ácido o base no se limita al agua como disolvente.

•Se amplia el concepto de base: no son sólo los hidróxidos, sino las sustancias que acepten protones.

REACCIONES ÁCIDO-BASE

Si un ácido (l) cede un protón, debe haber una base (ll) que locapte. El proceso se puede representar:

Ácido l + Base ll Base conjugada de l + Ácido Conjugado de ll O bien:

HA + B A- + BH+ (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)

Ej.:

HCl + H2O Cl- + H3O+

(ácido) (base) (Base conjugada) (ácido conjugado)

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias

anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los iones intermedios de ácidos polipróticos)

Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias

anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los iones intermedios de ácidos polipróticos)

como base aqOHaqAlOHaqAH 32

base ácido

conjugado

como ácido aqOHaqBHlOHaqB 2

base

conjugadaácido

32

• Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).

• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(aq) + Cl– (aq)• En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl–

(base conjugada)Disociación de una base:• HSO4

-(aq) + H2O (l) H2SO4 + OH–

• En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al HSO4- que se transforma en

H2SO4 (ácido conjugado)

33

FUERZA DE LOS ÁCIDOS FUERZA DE LOS ÁCIDOS

· Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente

disociados en disolución acuosa:

Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible.

aqOHaqCllOHaqHCl 32

· Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo

parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda.

• Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados

– Ejemplos: H Br (aq) Br– + H+– Otros ácidos fuertes: H Cl O4, H Br, H Cl O3, H I, H2 S O4, , H N O3

• Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente

– Ejemplos: CH3–COOH (aq) CH3–COO– + H+

NH3 (aq)+ H2O NH4+ + OH–

– Otros ácidos débiles: H F, H N O2, catión amonio, agua

34

[A–] [H+][HA]

Ácido fuerte           

[H+][A–]

[HA][HA]

     Ácido débil               

Medidas de Acidez y Basicidad

• Es posible matemáticamente, pero también se pueden medir a través de instrumentos especializados como papel Ph universal o peachimetro.

• PH = Es una medida de acidez de las sustancias.

Existe una escala de Ph propuesta por Sörensen (rango de 0 a 14)

Escala de pH

Formula para calcular el pH:

• Para calcular el pOH:

• La escala de pH distingue tres zonas:

Indicadores

• Son Compuestos orgánicos.• Cambian de color en presencia de un

ácido o una base.• Son útiles en la Titulación de ácidos

y bases.• Ejemplos: Fenolftaleína, Naranja de

metilo, Azul de Bromotimol, Papel de Tornasol.

• Indicadores

Indicador ácido base

Fenolftaleina Incoloro Fucsia

Naranja de Metilo

Rojo Naranja

Azul de Bromotimol

Amarillo Azul

Tornasol Rojo Azul

Ejemplo: En el estomago existen ácidos para degradar los alimentos, cuando

esta cantidad es excesiva , daña la

mucosa del estomago y lo puede llegar a

perforar,

Para prevenir estos casos , es

recomendable administrar una

base, su función es neutralizar la ácidos

estomacales

Al administrarse una base (leche de magnesia) este hace reacción en el acido para crear un equilibrio, es decir ácido base para que el

estomago tenga un nuevo recubrimiento con un pH normal.

43

Gráfica de pH en sustancias comunes

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

LecheSangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada

Tarea.

Realizar la siguiente tabla.Producto ¿Para que se usa? Olor y sabor? Consistencia Riesgo para la salud.

Alto, moderado o bajo

Jabón Neutro

Jugo de limón

Vinagre

Detergente

Cloro

Aspirina

Yogur

Bicarbonato

Antiácido

Sosa Cáustica

Agua

Agua Mineral

Escribe un texto en el que indiques algunas recomendaciones para el uso de ácidos y bases en el hogar.

Debe contener imágenes o dibujos.

Elaborado por:Mtra. Alma maité Barajas Cárdenas.E.S.T #107CIENCIAS III2015©almamaitebarajascardenas