Ácidos y Bases
Acidos y Bases
 Los ácidos son sustancias con propiedades específicas
normalmente relacionado con el sabor agrio de los
alimentos
 Las bases son sustancias con reacciones contrarias a los
ácidos, que se conocen por su sabor amargo.
 La palabra ácido viene del latín, acidus, que significa
agrio
 Las bases que son solubles en agua se conocen cono
álcali. La palabra álcali viene del árabe y significa
ceniza calcinada.
Ácidos y Bases
Teoría de Arrhenius de los Ácidos y las Bases
 Los ácidos son sustancias que al disociarse en agua
producen H+
 Un álcali son sustancias que la disociarse en agua
forman –OH
 Neutralización es la reacción entre H+ y -OH
3  + ()3 → 3 + 32 
Ácidos y Bases
 La teoría de Arrhenius tiene limitaciones ya que no
podía explicar reacciones como:
3  +   → 4  
Ácidos de Bronsted-Lowry
 El ion hidrogenión (H+) se conoce como protón
 Por lo que definen a los ácidos como donantes de
protones
 Una base es un receptor de protones
 En solución acuosa un protón puede representarse por
el hidrogenión (H+) o el ion hidronio (H3O+)
Ácidos y Bases
 Los ácidos se pueden clasificar según la cantidad de
protones a donar:
 Monoprotico: dona un protón.. Ej: HCl
 Diprotico: dona 2 protones. Ej: H2SO4
 Triprotico: dona 3 protones: EJ: H3PO4
 El acido fosfórico y el acido acético son ácidos débiles.
No se disocian 100% al mezclarse con agua
CH3COOH(aq) + H2O = CH3COO- + H3O+(aq)
En esta reacción el acido acético es sigue la definición de
Bronsted y el agua es una base de Bronsted.
Ácidos y Bases
Ácidos y bases conjugates
 Cuando se disocia un ácido de Bronsted, la especie
producida se conoce como base conjugada y
viceversa.
H2CO3 (aq) + -OH (aq) = HCO3- (aq) + H2O (l)
Ácido
Base Conjugada
Base Conjugada
Ácido
Ácidos y Bases
Compuestos Amfipróticos
 Algunos compuestos pueden reaccionar como una
base o un ácido de Bronsted-Lowry dependiendo de la
reacción.
 El ejemplo más común es el agua, la cual puede donar
un protón (H+) o aceptar un protón (H3O+) en una
reacción
 Los ácidos polipróticos pueden actuar como
compuestos amfipróticos durante su disociaciones
Ácidos y Bases
Propiedades de Ácidos y Bases:
Ácidos
Sabor agrio
Bases
Sabor amargo
pH < 7
Litmus es color rojo
Fenolftaleína es incoloro
pH > 7
Litmus es color azul
Fenolftaleína es rosada
Metil-naranja es rojo
Metil-naranja es amarillo
Reacciones de Acidos con: Metales
Bases y Carbonatos
 La mayoría de los ácidos reaccionan con metales, óxidos de
metal, hidróxidos, y carbonatos para producen sales.
 Una sal es un compuesto formado por una catión y un anión
 Las sales se producen al reaccionar un ácido y una base
Reacciones típicas para producir sales
Metales que se oxidan fácilmente reaccionan con ácidos para
formar sales e hidrogeno gaseoso
Ácido + metal  sal + hidrogeno gas
Ácidos y Bases
2HCl(aq) + Zn(s)  ZnCl2(aq) + H2(g)
H2SO4(aq) + Fe(s)  FeSO4 + H2(g)
2CH3COOH (l) + 2Na(s) = 2 CH3COONa (l) + H2 (g)
Estas reacciones producen hidrogeno con a diferentes
tasas dependiendo de la reactividad del metal, y la
concentración y la fuerza del ácido.
Entalpía Estándar de Neutralización: es el cambio de
energía asociado con la formación de 1 mol de agua
producida por la reacción de un ácido fuerte y una base
fuerte a condiciones standard.
Ácidos y Bases
 La neutralización es una reacción exotérmica por lo que el
valor de la entalpía es negativo.
 La sal producida por la reacción de la neutralización esta
compuesta por el catión de la base y el anión del ácido.
 Algunas bases comunes son: hidróxidos metálicos, óxidos
metálicos y el hidróxido de amonio
Acido + base  sal y agua
2HCl(aq) + Ca(OH)2(aq)  CaCl2 (aq) + 2H2O(l)
H2SO4 + CaO(s)  CaSO4(s) + H2O(l)
CH3COOH (aq) + NH4OH(aq) = CH3COONH4(aq) + H2O(l)
Ácidos y Bases
 El óxido de calcio (CaO) no reacciona directamente
con soluciones de ácido. El oxido primero se disuelve en
agua para formar hidróxido de calcio el cual reacciona
para neutralizar el ácido.
CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq)
 El hidróxido de calcio es poco soluble en agua; otras
bases como el hidróxido de hierro (III) y el hidróxido de
aluminio son insoluble en agua.
Ácidos y Bases
 Los carbonatos reaccionan con los ácidos para formar
dióxido de carbono y agua
Ácido + Carbonato de Metal/Hidrocarbonato de Metal 
sal + dióxido de carbono + Agua
2HCl(aq) + Na2CO3(s)  2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)
HCl + NaHCO3(s)  NaCl (aq) + CO2(g) + H2O(l)
Valoraciones Ácido Base
Una valoración es una técnica analítica donde se
determina la concentración de una sustancia a partir de
una reacción con una solución estándar. (Construcción
de curvas de pH laboratorio)
Escala de pH
 La escala de pH es una manera sencilla de representar la
concentración (actividad) de hidrogeniones en una solución.
 Éstas concentraciones pueden ser muy pequeñas, por lo que
puede ser difícil hacer comparaciones directas
[H+]agua : [H+]limpiador de hornos
1 : 0.000001
Por este motive se utiliza una escala logarítmica para
representar las concentraciones de los hidrogeniones presente.
pH se describe como:
pH = -log[H+ (aq)] ó pH = -log[H3O+ (aq)]
[H+] = 10pH
Ácidos y Bases
ácido
pH
1 2
3
Jugo
Gastrico
4
Alcalino
5
6
7
Agua
Pura
8
9
10
11
12
detergente
pH
[H+]
1
0.1
5
1x10-5
14
1x10-14
13
14
Limpia
hornos
Ácidos y Bases
Ionización del Agua
 El agua contiene iones hidroxilos e hidrogeniones, y es
amfiprótica
 Por esta razón es importante mantener en cuanta las
concentraciones de sus iones en solución
 La constante de equilibrio es
 + −
 =
2 
Como la concentración de agua no varía esta ecuación se
reduce a
Kw = [H+][-OH] = 1 x 10-14 a 298 K
Kw = constante del producto de ionización de agua
Ácidos y Bases
Vs
Fuerte
Débil
Ácidos y Bases
Ácidos Débiles y Fuertes
 La fuerza de un ácido se determina según su nivel de
disociación en solución
 Un ácido fuerte es un donante de protones que se
disocia 100% en solución. Ej: ácido clorhídrico, ácido
sulfúrico, ácido nítrico
 La base conjugada de un ácido fuerte es base muy
débil, las cuales no tienen afinidad por los protones en
solución
HCl (aq) + H2O  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Ácidos y Bases
 Un ácido débil, es aquel que solo se disocia
parcialmente en solución, es malo donando protones
 La reacción de disociación de un ácido débil es una
reacción que forma equilibrio.( Las reacciones de
disociación de ácidos Fuertes no forman equilibrio)
 La base conjugada de un ácido débil tiene mayor
afinidad a los protones, por lo que se asocial con los
iones en solución.
Los términos fuerte o débil es diferente a los términos
concentrado y diluido
Concentrado
Diluído
Fuerte
6 mol/L HCl
0.5 mol/L HNO3
Débil
10 mol/L CH3COOH
0.1 mol/L H2CO3
 Una base fuerte tambien se disocia 100% en solución y su
ácido conjugado es pobre donante de protones. Ej: NaOH,
KOH.
 Los hidróxidos de metal no reaccionan como bases de
Bronsted Lowry, porque no pueden aceptar protons; sin
embargo el ion hidroxilo liberado en la solución es una base
fuerte de B-L.
NaOH (aq)  Na+ (aq) + -OH (aq)
-OH
(aq) + H3O+(aq)  2H2O (l)
 Una base débil como el amoníaco (NH3), acepta un
proton cuando se encuentra en solución y forma un
equilibrio con su ácido conjugado.
NH3(aq) + H2O = NH4+ + -OH (aq)
Mediciones de Conductividad
 Existen diferentes técnicas para comparer la fuerza de
diferentes ácidos (o bases) en soluciones de igual
concentración.
 Todos los ácidos y bases muestran diferentes grados de
disocian (ionización) en solución.
 La disociación de los compuestos en solución puede
medirse facilmente mediante un amperímetros y dos
electrodos Se se aplica un voltaje constant, la
diferencia medida por el amperímetro esta dada por la
concentración de iones en solución.
 Los valores de conductividad de las soluciones de
ácidos y bases Fuertes son mayors que las de los acidos
y bases débiles
Cambios de Energía durante Neutralizaciones
 Una reacción de neutralización ocurre cuando una
base y un ácido reaccionan.
 Esta reacción es exotérmica
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