ÁCIDOS
Y
BASES
Sra. Anlinés Sánchez Otero
Introducción
A diario estamos en contacto con sustancias que son ácidas o básicas.
Algunos de ellas forman parte de nuestro cuerpo, la naturaleza o son elaborados por el hombre.
Ejemplos:
- Ácido fórmico que emiten las hormigas
- La lluvia acida
- Sabor ácido de muchas bebidas y alimentos
- El acido del estomago
- Las bases que forman los jabones
- Antiácidos para la indigestión
Propiedades de los ácidos 1. Tienen sabor amargo:
– Bebidas carbonatadas
– Ácido cítrico y ascórbico
– Ácido acético
2. Se identifican por su reacción con algunos metales.
- El Al, Mg y Zn reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo hidrógeno
gaseoso.
- Ejemplo:
3. Los carbonatos metálicos y los carbonatos ácidos reaccionan con soluciones acuosas de ácidos produciendo dióxido de carbono gaseoso
-Ejemplo NaHCO3 (s) + HC2H3O2 (ac) -> NaC2H3O2 (ac) + H2O (l) +CO2 (g)
Bicarbonato de sodio
Ácido acético
Propiedades
de las bases
– Tienen sabor amargo
– Se sienten resbalosas
– Son suaves al tacto
Las soluciones ácidas y básicas tienen la capacidad de
conducir electricidad a diferencia de agua pura.
Práctica I :Escribe la fórmula balanceada de la reacción que ocurre
entre las siguientes parejas de reactivos.
a) Magnesio y ácido nítrico
Mg (s) + HNO3 (ac)
b) Aluminio y ácido sulfúrico
Al (s) + H2SO4 (ac)
c) Carbonato de calcio y ácido bromhídrico
CaCO3 (s) + HBr (ac)
d) Bicarbonato de potasio y ácido clorhídrico
KHCO3 (s) + HCl (ac)
d) Zinc y ácido nítrico
Zn (s) + HNO3 (ac)
e) Carbonato de magnesio y ácido clorhídrico
MgCO3 (s) + HCl (ac)
MgNO3 (ac) + H2(g) 2
Al2(SO4)3 (ac) + H2(g) 2 3 3
2 CaBr2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
KCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
Zn(NO3)2 (ac) + H2 (g) 2
MgCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
Iones en solución
Soluciones acuosas
Toda las soluciones con agua contienen
hidronio (H+) e hidróxido (OH-)
Las cantidades relativas de los dos iones determinan si una solución acuosa
es ácida, básica o neutral.
ÁCIDAS BÁSICAS NEUTRAS
Contienen más iones hidronio que hidróxido.
Contienen cantidades iguales de hidronio e
hidróxido
Contienen más iones hidróxido que hidronios
• El agua es el disolvente común del ácidos y bases. • El agua produce cantidad iguales de iones hidronio e hidróxido en un proceso
conocido como autoionización. • La autoionización es cuando dos moléculas de agua reaccionan
formando un hidronio y un hidróxido. H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH- (ac)
• El hidronio es un ion hidrógeno hidratado. ( una molécula de agua más un
hidrógeno. • Se utilizan los símbolos H+ o H3O+ para representarlo. • Una versión simplificada de la reacción anterior es:
H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac) • Se puede observar que posee ambas cantidad de ambos iones, por esa razón,
el agua es neutral.
Modelo de Arrhenius de ácidos y bases
Svante Arrhenius químico sueco.
en 1833 propuso el modelo de Arrhenius
El modelo establece que:
Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y se ioniza produciendo protones en solución acuosa.
Una base es una sustancia que contiene hidróxido y lo libera al disociarse en solución acuosa.
Ejemplo del modelo: Ácido HCl (g) H+ (ac) + Cl- (ac) Base NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)
– A pesar de ser útil para explicar muchas soluciones ácidas y básicas tiene algunas
fallas.
– Por ejemplo, NH3 (amoniaco), no tiene el grupo hidroxilo aunque produce Oh- en
solución y es una base conocida.
Modelo de Arrhenius de ácidos y bases
Modelo Brønsted-Lowry
Johannes Brønsted – químico danés Thomas Lowry- químico inglés Independientemente, propusieron un modelo más amplio de ácidos y bases que en enfoca en el hidrógeno. Los ácidos son donantes de iones hidrógeno. La bases son receptores de iones hidrógeno.
¿Qué significa ser donante o receptor de
hidrógeno? – Los símbolos X y Y pueden utilizarse para representar elementos no metálicos o
iones poliatómicos negativos.
– Por lo tanto, la fórmula general de un acido puede escribirse como HX o HY.
– Cuando una molécula de ácido HX, se disuelve en H2O, dona H+ a una molécula de
agua, la cual actúa como base y acepta el H+
– Al aceptar H+ la molécula de H2O se convierte en un H3O+ (un ácido).
– Es un ácido porque tiene un protón extra que puede donar.
– Entonces el ácido HX se convierte en una base, X-.
HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac)
¿Por qué? Es una base porque tiene una carga negativa y puede aceptar rápidamente un ion hidrógeno positivo.
Continuación Por lo tanto, puede ocurrir una reacción inversa acido-base. El H3O+ puede reaccionar
con X- formando H2O y HX.
HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac)
ácido ácido conjugado
base base conjugada
ácido conjugado especie que se produce cuando una base acepta un ion hidrógeno. La base H2O acepta un ion H+ del ácido HX convirtiéndose en ácido conjugado H3O+.
base conjugada especie que resulta cuando un ácido dona un ion H+ a una base. El ácido HX dona su hidrógeno convirtiéndose en la base conjugada X-.
Continuación
– Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base.
– Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí
mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno.
Ejemplo: ionización de HF en H2O
HF + H2O ↔ H3O+ + F -
– Toda interacción Brønsted-Lowry involucra pares acido-base.
– Un par conjugado ácido-base consta de dos sustancias relacionadas entre sí
mediante la donación y aceptación de un solo ion hidrógeno.
Ejemplo: ionización de HF en H2O
ácido ácido
conjugado base
base conjugada
Reacción directa Reacción inversa
Continuación Según Arrhenius, NH3 no es una base, sin embargo, para Brønsted-Lowry sí lo es.
Reacción directa:
Cuando NH3 se disuelve en H2O, el NH3 acepta un ion H (definición de base según B-L). Se forma NH4+. Por esta razón, NH3 es considerado una base según Brønsted-Lowry.
En la reacción inversa:
El NH4 cede un H+ para formar NH3 , y por consiguiente, actúa como ácido de B-L. El amonio es el acido conjugado de la base amoniaco.
El hidróxido acepta un H+ formando H2O, por lo tanto, es una base B-L. El hidróxido es la base conjugada del agua.
NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)
base ácido
conjugado ácido
base conjugada
Dependiendo de la reacción el H2O
puede actuar como ácido o base.
Por esta razón se le llama anfotérica.
Anfotérica que puede reaccionar ya sea
como un ácido o una base.
Práctica II: Identifica los pares conjugados en las
siguientes reacciones.
1. NH4+ (ac) + OH- (ac) ↔ NH3 (ac) + H2O (l)
2. HBr (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + Br - (ac)
3. CO32- (ac) + H2O (l) ↔ HCO3
- (ac) + OH- (ac)
4. HSO4- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + SO4
2- (ac)
Ácidos monopróticos
Importante:
Los hidrógenos que se pueden donar son los que se
encuentran enlazados a un elemento electronegativo.
Pueden donar un solo
hidrógeno
Monoprótico
HCL
HF
HClO4
HNO3
CH3COOH
HCOOH
Pueden donar más de un hidrógeno
Ácidos polipróticos
Dipróticos
• H2SO4
• H2CO3
Tripróticos
• H3PO4
• H3BO3 Importante:
Los ácidos polipróticos se ionizan por pasos.
Ionización del ácido fosfórico:
H3PO4 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + H2PO4 – (ac)
H2PO4
- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + HPO42- (ac)
HPO4
2- (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + PO43- (ac)
Práctica III: Escribe los pasos de la ionización de los
siguientes ácidos polipróticos.
a) H2Se
a) H3AsO4
b) H2SO4
Anhídridos
– Algunos óxidos se vuelven ácidos o bases cuando reaccionan con H2O.
– Los óxidos de elementos no metálicos como C, S y N, producen ácidos en solución
acuosa.
– Los óxidos de elementos metálicos suelen formar soluciones básicas.
CO2 (g) + H2O (l) ↔ H2CO3 (ac)
SO3 (g) + H2O (l) ↔ H2SO4 (ac)
CaO (s) + H2O (l) ↔ Ca2+ (ac) + 2OH- (ac)
MgO (s) + H2O (l) ↔ Mg(OH)2 (ac)
Fortaleza de los ácidos ÁCIDOS
Fuertes Débiles
• Se ionizan completamente • Se ionizan parcialmente en solución acuosa
• Son reacciones en una sola dirección
• Son reacciones reversibles
• Producen menos iones • Producen la máxima cantidad de iones
• Buenos conductores de electricidad
• No pueden conducir electricidad con tanta eficiencia como los ácidos fuertes.
• Ejemplos: HCl, HClO4 , HNO3 , HI y H2SO4
• Ejemplos: HC2H3O2 , HCN, H2CO3 y H3BO3
Ecuaciones de ionización Ácidos Débiles:
HF + H2O ↔ H3O+ + F-
HCN + H2O ↔ H3O+ + CN-
HC2H3O2 + H2O ↔ H3O+ + C2H3O2-
H2S + H2O ↔ H3O+ + HS-
H2CO3 + H2O ↔ H3O+ + HCO3-
HClO + H2O ↔ H3O+ + ClO-
Ácidos Fuertes:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
HBr + H2O H3O+ + Br-
HI + H2O H3O+ + I-
HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-
HNO3 + H2O H3O+ + NO3-
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-
Ácido débil Ácido Fuertes
Continuación
Ka: Constante de ionización ácida o
constante de acidez. Corresponde al valor de la expresión
de la constante de equilibrio de la ionización de un ácido débil.
El valor de Ka indica si los reactivos o productos se favorecen en el equilibrio.
Los ácidos débiles tiene el Ka más pequeño porque sus soluciones tienen las [ ] más bajas de iones y las más altas de moléculas no ionizadas de un ácido.
Constante de ionización ácida
Keq Brinda una medida cuantitativa del grado de ionización de un ácido.
Ejemplo: Para el ácido cianhídrico HCN
HCN (ac) + H2O ↔ H3O+ (ac) + CN-
La [ ] de H2O se considera constante en soluciones acuosas diluidas; por esta razón se combina con Keq y se obtiene la nueva constante Ka.
Práctica IV: Escribe las ecuaciones de ionización y las
expresiones de la constante de ionización ácida de los siguientes
ácidos.
1) HClO2
2) HNO2
3) HIO
Fortaleza de las Bases
La conductividad de las bases depende del alcance con que la base produce hidróxido
en solución acuosa.
BASES
Fuertes Débiles
• Se disocian por completo en iones metálicos e hidróxidos
• Solo se ionizan parcialmente en solución acuosa diluida formando el ácido conjugado de la base y el hidróxido
• Son reacciones en una sola dirección
• Ejemplos: NaOH, KOH, LiO, CsOH Ca(OH)2 y Ba(OH)2
• Ejemplos: CH3NH2,
• Son reacciones reversibles
Ecuaciones de ionización
Bases Débiles:
C2H5NH2 (ac) + H2O (l)↔ C2H5NH3+ (ac)+ OH- (ac)
CH3NH2 (ac) + H2O (l) ↔ CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)
NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)
C6H5NH2 (ac) + H2O (l) ↔ C6H5NH3 +(ac) +OH- (ac)
Bases Fuertes:
NaOH (s) Na+ (ac)+ OH- (ac)
KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)
LiOH (s) Li+ (ac) + OH- (ac)
CsOH (s) Cs+ (ac) + OH- (ac)
Ca(OH)2 (s) Ca2+ (ac) +2OH- (ac)
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
Constante de ionización básica
Brinda una medida de alcance de la ionización de la base.
Ejemplo: Constante de ionización de la metilamina.
CH3NH2 (ac) + H2O ↔ CH3NH3+ (ac) + OH-
Kb (constante de ionización básica) es el valor de la expresión del la constante de equilibrio de la ionización de la base. Entre más pequeño sea Kb más débil es la base.
1. Hexilamina C6H13NH2
2. Propilamina C3H7NH2
3. Ion carbonato CO32-
4. Bisulfito HSO3-
Práctica V: Escribe las ecuaciones de ionización y las expresiones
de la constante de ionización de las siguientes bases.
C C O
C O H
H
H O
O H