TALLER DE ESTUDIO

CONCEPTOS BASICOS DE ACIDOS Y BASES

                       ¿Qué son acidos y bases?

 

Los ácidos y bases son dos tipos de sustancias que de una manera sencilla se pueden caracterizar por las propiedades que manifiestan.Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Anque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremmos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base obteniendo como productos una sal y agua. Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes metodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA, PH Y POH

EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA:

Aunque se dice que el agua pura es una sustancia no conductora de la electricidad, en realidad tiene una conductividad muy pequeña, que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, pero en concentraciones muy pequeñas. Esto significa que el agua debe estar disociada en la forma que se ve en la imagen, proceso conocido como autoionización del agua:

Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante (1000 gramos de agua por litro y 18 gramos por mol son 55,5 mol/litro), puede incluirse en la constante de equilibrio, que se expresa entonces en la forma:

Kw = [H₃O⁺] [OH^-] = 10^-14 a 25 ºC

Esta constante, Kw, se llama producto iónico del agua. Vas a suponer que siempre trabajas con agua y con disoluciones a 25 ºC.

Para que te has una idea, se ionizan solamente 2 de entre 555 millones de moléculas de agua. En consecuencia, la reacción contraria (neutralización) entre los iones OH^- y H₃O⁺ para formar agua se realizará de forma prácticamente total.

Fíjate en que en agua pura las dos concentraciones iónicas deben ser iguales, al formarse igual cantidad de H₃O⁺ que de OH^-, siendo cada una de 10^-7, ya que su producto es de 10^-14.

PH Y POH

El pH 

El ph es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio[H₃O⁺] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso;potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químicodanés Sørensen, quien lo definió como el logaritmonegativo de base 10 de la actividad de los ioneshidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H₃O⁺] = 1 × 10^–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10^–7] = 7
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicaslas que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH⁻.
Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^– y H₃O⁺, tenemos que:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]=10^–14 en donde [H₃O⁺] es la concentración de iones hidronio, [OH⁻] la de iones hidroxilo, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴.

Por lo tanto,

log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H₃O⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

El pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH^-:

pOH = − log₁₀.[OH ⁻ ]

En soluciones acuosas, los iones OH^- provienen de la disociación del agua:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

o también,

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Por ejemplo, una concentración de [OH^-] = 1×10^{-7 M(0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7}] = 7
Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.
Por lo tanto,

pH + pOH = 14

EQUILIBRIO IONICO Y GRADO DE DISOCIACION

EQUILIBRIO IONICO :

HCl + H₂O --> H₃O⁺ + Cl^-

Donde:

K_eq=[H₃O⁺][Cl^-]/[HCl]

En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende K_eq tiende a infinito

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los eletrolitos débiles forman equilibrios verdaderos

Ejemplo: HF + H₂O <==> H₃O⁺ + F^-

Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)

Donde: K_eq=[H₃O⁺][F^-]/[HF]

Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H₃O⁺] y [F^-] permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico

GRADO DE DISOCIACION:

El grado de disociación, α, se define como el cociente entre la cantidad de sustancia disociada, respecto de la cantidad de sustancia inicial o total. Estas cantidades de sustancia se miden en moles, o en cualquier magnitud proporcional a los moles: masa, volumen de gas medidos en iguales condiciones...

Suele darse en forma de porcentaje o de tanto por ciento:

Así por ejemplo, si calentamos 140 gramos de yoduro de hidrógeno y al alcanzar el equilibrio, sólo quedan 75 g, se deduce que se han disociado 140g - 75 g = 65 g.

Y por tanto, el grado de disociación (%) será 

LOGROS Y CONTENIDOS

CONTENIDOS:

• EQUILIBRIO EN SOLUCIONES ACUOSAS:
• Soluciones de electrolitos 
• Concepto experimental de acidos y bases
• Acidos y bases segun Arrehenius, brosted-lowry y Lewis
• Fuerzas de acidos y bases
• Constante de disociacion
• Equilibrio ionico del agua
• Potencial de hidrogeno (PH), Concepto de (POH)
• Amortiguadores 
• Reacciones de acidos y bases
• Vulometria de acidos y bases
• Propiedades acidos y bases en soluciones salinas
• Aplicaciones de los ácidos y las bases en la industria del país

DESEMPEÑO:

• Identifico las variables que influyen en el comportamiento y en los resultados de un experimento 
• Identifico las clases de electrolitos y determino el PH y POH de una sustancia
• Determino la importancia, el significado y la aplicación de las soluciones de electrolitos, ácidos y bases
• Reconozco y aplico las teorias de Arrehenius, Brostend-Lowry, y Lewis, los conceptos de PH y POH
• Las constantes de disociacion para solucionar problemas; ácidos  bases
• Explico los mecanismos de soluciones amortiguadoras
• Reconozco la importancia química de los ácidos y las bases en la industria

TEORIA DE BROSTEND-LOWRY Y ARREHENIUS

TEORIA DE BROSTEND-LOWRY

Una teoría más satisfactoria que la de Arrhenius es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso. El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2): Ácido (1) + Base (2) ↔ Ácido (2) + Base (1) Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+): HCl + H2O → H3O+ + Cl- Ácido(1) Base(2) Ácido(2) Base(1) Á. fuerte B. débil A.fuerte B. débil Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil es su base conjugada. El concepto de ácido-base de Brønsted-Lowry permite establecer una tabla de pares conjugados ácido/base ordenados. TEORIA DE ARREHENIUS Arrhenius definió los ácidos como electrolitos que contienen hidrógeno y que, disueltos en agua, producen una concentración de iones hidrógeno o protones, H+, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidróxido, OH- (también llamados aniones hidroxilo). La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácido se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidróxido. La segunda crítica es que la teoría solo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. Ácidos de Arrhenius: { H2SO4 → HSO4- + H+ HAc Ac- + H+ Base de Arrhenius: NaOH → Na+ + OH-