COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y

TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE AGUASCALIENTES

Plantel: Ferrocarriles

Tema: Ácidos y BasesAlumno: Mauricio Ernesto Hernández PradoMaestra: Ma. Del Refugio Chávez LimónGrado y Grupo: 2º “F”Materia: Química II

Fecha 26/Febrero/2010

ÁcidosUn ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en Baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos, o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.Ácidos minerales:Halogenuros de hidrógeno y sus soluciones acuosas: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI)Oxoácidos de halógenos: ácido hipocloroso, ácido clórico, ácido perclórico, ácido peryódico y compuestos correspondientes al bromo y al yodoÁcido fluorosulfúricoÁcido nítrico (HNO3)Ácido fosfórico (H3PO4)Ácido fluoroantimónicoÁcido fluorobóricoÁcido hexafluorofosfóricoÁcido crómico (H2CrO4) Ácidos sulfónicos: Ácido metansulfónico (ácido mesílico)Ácido etansulfónico (ácido esílico) (EtSO3H)Ácido bencensulfónico (ácido besílico) (PhSO3H)Ácido toluensulfónico (ácido tosílico, o (C6H4(CH3) (SO3H))Ácido trifluorometansulfónico (ácido tríflico) Ácidos carboxílicos:Ácido acéticoÁcido fórmicoÁcido glucónicoÁcido lácticoÁcido oxálicoÁcido tartárico Ácidos carboxílicos vinílogosÁcido ascórbicoÁcido de Meldrum

BasesUna base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH: KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (pKw en CNPT es igual a 10−14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases.

La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius.

La teoría de Brønsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.

Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.

Ejemplos de bases de Arrehnius: NaOH, KOH, Al(OH)3.Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS−.Finalmente, según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades:

Poseen un sabor amargo característico.No reaccionan con los metales.Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.Azulean el papel de tornasol.Reaccionan con los ácidos (neutralizandolos)La mayoría son irritantes para la piel.Tienen un tacto jabonoso.Se pueden disolverSus atomos se rompen con facilidad

Algunos ejemplos de bases son:

Soda cáustica (NaOH)Leche de magnesia (Mg(OH)2)El cloro de piscina (hipoclorito de sodio)Antiácidos en generalProductos de limpiezaAmoníaco (NH3)Jabón y detergente

NeutralizacionesUna reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base → sal + aguaEste tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.

Ejemplos:

pHEl pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. 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 químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. 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] = 7El 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, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las 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:Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14.Por lo tanto,

log Kw = log [H3O+] + log [OH–]–14 = log [H3O+] + log [OH–]14 = –log [H3O+] – log [OH–]pH + pOH = 14Por 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 valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 °C. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

pOHSe dice q el (pOH) se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido:

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

Indicadores de ácidos y basesUn indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa.

Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros.

Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, K, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

Valoraciones ácido-base Introducción a las volumetrías protolíticas Estandarización de agentes valorantes Curvas de valoración Indicadores y errores de valoración Disoluciones reguladoras (buffers) Ejemplos de aplicación

Valoraciones ácido baseEstán basadas en una reacción ácido-base (reacción volumétrica) La valoración puede realizarse tanto en medios acuosos como en disolventes orgánicosEl fundamento es la transferencia de protones entre el ácido y la base.Se caracterizan porque en el Punto de Equivalencia (P.E.) existe un cambio brusco y nítido en el valor del pH del medio. Precisan de un indicador químico o de un pHmetro para detectar el Punto Final (P.F.) Aplicaciones *Se pueden valorar tanto ácidos y bases orgánicas como inorgánicas y el agente valorante se ha de seleccionar siempre de la forma mas adecuada.

*La muestra una vez disuelta a menos que sea ya ácida o básica,necesita tratarse para que el analito presente el carácter básico o ácido indispensable en este tipo de métodos.Patrones o estándares ¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario! Patrones ácidos El valorante mas frecuente es el HCl que se prepara a partir de HCl (c) (12M). No se suelen usar otros ácidos minerales (HNO3, H2SO4) porque pueden modificar el analito (orgánico) o provocar precipitaciones (inorgánico). No es patrón primario y necesita estandarización. Estandarización de HCl Patrones primarios alcalinos * 4-amino purina ( tiene el inconveniente de su bajo P.M.) * Na2CO3 Sustancia pura que una vez desecada es el patrón de uso mas frecuente en la estandarización de ácidos. El desprendimiento de CO2 puede provocar dificultades en la percepción del P.F.La estandarización con NaOH ( patrón secundario) induce a la acumulación de errores.Patrones o estándares ¡El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario! Patrones alcalinos El valorante mas frecuente es el NaOH que se prepara por disolución del sólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad. ++Se necesita descarbonatar decantando disoluciones muy concentradas o precipitando el carbonato con Ba2+ que introduce mas impurezas. No es patrón primario y necesita estandarización. Estandarización de NaOH Patrones primarios ácidos Pftalato ácido de potasio: P.M. = 204.2 (grande), pKa = 5.4 Elevada pureza Cinética rápida Estable térmicamente Estandarización de NaOH Patrones primarios ácidos Ácido 2- furónico: pKa = 3.06 (más fuerte)Mejores saltos de pH