Ácido-Base
III Unidad
1
Contenidos
1.- Características de ácidos y basees
2.- Evolución histórica del concepto de ácido
y base.
1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3.- Equilibrio de ionización del agua.
Concepto de pH.
4.- Fuerza de ácidos y bases.
4.1. Ácidos y bases conjugadas.
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¿Qué son los ácidos y las
bases?
Las sustancias, en función de sus características
han sido clasificadas de multitud de formas, pero
sin duda la más importante es la que tiene en
cuenta la naturaleza ácida o básica de las
mismas. Así, de forma genérica dividimos las
especies en ácidas, básicas o neutras.
El grado de acidez de sus disoluciones da lugar a
un campo fascinante de la química,...el equilibrio
ácido-base.
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Ácidos y bases
 Los
jugos digestivos, del ser humano contienen
aproximadamente 0.10 moles de HCl por litro.
 El
líquido acumulador de los automóviles
contienen aproximadamente 40% de H2SO4
en masa.
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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.
Características
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.
Ejemplo de ácidos
6
El ácido acético, presente en
el vinagre.
El ácido cítrico, presente en los
frutos cítricos (limón, naranja,
pomelo).
El ácido málico, presente en
las manzanas.
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Ejemplos
El ácido clorhídrico que es el responsable de la
acidez del jugo gástrico.
El ácido sulfúrico, que es el principal responsable de
la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.
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Ejemplo de bases
Sosa cáustica (hidróxido de sodio)
y, el más común de todos ellos, la
cal apagada (hidróxido de calcio).
El hidróxido de sodio, se emplea
para fabricar jabones, papel y
muchos otros productos.
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Definición de Arrhenius
 Publica
en 1887 su
“disociación iónica”.

teoría
de
Hay sustancias (electrolitos) que en
disolución se disocian en cationes y
aniones.
 ÁCIDO:
Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
 BASE: Sustancia que en disolución
acuosa disocia aniones OH–.
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Disociación
ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa)  A– + H+
 Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+

H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
BASES:
BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–
Ejemplo:
NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–
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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–)
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Teoría de Brönsted-Lowry.
 ÁCIDOS:
 “Sustancia
que en disolución cede H+”.
 BASES:
 “Sustancia
que en disolución acepta H+”.
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Concepto de pH

p H   lo g [H 3 O ]
14
Tipos de disoluciones
 Ácidas:
H3O+ > 10–7 M  pH < 7
 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
 luego si H3O+ aumenta (disociación de
un ácido), entonces OH– debe disminuir
para que el producto de ambas
concentraciones continúe valiendo 10–14
M2
 En
15
16
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO
1
2
3
4
BÁSICO
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Zumo de
Agua mar
Leche
limón Cerveza
Sangre
Amoniaco
Agua destilada
14
17
Bicarbonato sódico
Lago Ontario
Orina humana
ALCALINO
Saliva, pH 5,7-7,1
Zumo de tomate
Lejía
pH medio del agua de lluvia
Toronto, febrero 1979
Amoniaco
Manzanas
Lechada de magnesia
Zumo de limón
Agua de mar
ÁCIDO
Sangre humana
pH NEUTRO
Leche
Agua de lluvia teóricamente “pura”, pH 5,6
pH letal para la mayoría de los peces, pH 4,5-5,0
Vinagre
La lluvia más ácida registrada en USA
Ácido de una batería
pH de varias sustancias
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Indique si cada una de las
siguientes sustancias es ácida,
neutra o básica:
 Jugos
gástricos pH =1-2
 Bicarbonato pH= 8.4
 Jabón Normal pH= 10-11
 Cerveza pH = 4 – 4.5
 Sangre pH = 7.5
 Aspirina pH=3.5
 Saliva pH= 5.7
19
Concepto de pOH.
A
veces se usa este otro concepto, casi idéntico
al de pH:

pO H   log [O H ]
Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
 Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
 para una temperatura de 25ºC.
 Como
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Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Violeta de
metilo
Amarillo
Violeta
0-2
Rojo Congo
Azul
Rojo
3-5
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4-6
Tornasol
Rojo
Azul
6-8
Incoloro
Rosa
8-10
Fenolftaleína
Color forma
básica
Zona de viraje
(pH)
21
Valoraciones ácido-base
Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico de
la base o ácido
utilizado
en
la
reacción
de
neutralización.
22
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
pH12
10
8 Zona de viraje fenolftaleína
6
4
2
20
40
60
V NaOH(ml)
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Ácído-Base - MSc. Alba Veranay Díaz Corrales |