Ácidos y Bases: Módulo de Aprendizaje

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Propiedades Generales Ácidos: Son de sabor agrio, producen cambios de color en los pigmentos vegetales (tornasol de azul a rojo), reacción con ciertos metales como el zinc, magnesio y hierro para producir hidrogeno gaseoso, los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso, las soluciones acuosas conducen al electricidad.Bases: Son de sabor amargo, se sienten jabonosas, producen cambios de color en los pigmentos vegetales (tornasol de rojo a azul), las soluciones acuosas conducen al electricidad.

Definición

En las postrimerías del siglo XIX Svante Arrhenius (1859 – 1927) químico Sueco, formuló una teoría en la que define un ácido una sustancia que se ioniza en agua para producir protones, y una base como una sustancia que se ioniza en agua para producir hidroxilos.En 1932 Johannes Bronsted (1879 – 1947) químico Danés, describe una ácido como un donador de protones y una base como aceptor. Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) químico USA, definió una base como aquella sustancia que puede donar un par de electrones y un ácido la que puede aceptarlos.

Par Conjugado ácido-base

La base conjugada de Bronsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un protón, y a la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a la base de Bronsted.

CH3OOH (ac) + H2O CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+

(ac) + OH-(ac)

base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

La autoionización del agua y la escala de pH

El agua funciona coo una base en reacciones con ácidos tales como el HCl y HC3COOH, y como ácido con bases tales como NH3. De echo el agua misma sufre ionización o autoionización en pequeño grado.

H2O (l) H3O+(ac) + OH-

(ac)

El producto iónico del agua

En el estudio de las reacciones ácido base en disoluciones acuosas, la magnitud importante es la concentración del ión hidrógeno. Aunque el agua experimenta autoionización es un electrolito muy débil y, por lo tanto, un conductor eléctrico muy malo. Puesto que solo una fracción muy pequeña de moléculas de agua están ionizadas, la concentración de agua permanece constante, por lo que no se considera en la ecuación.

KC = [H+] [OH-]/[H2O]

KC = [H+] [OH-]

La nueva constante de equilibrio, KW, se llama constante del producto iónico, ya que es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a 25 º C. [H+] = 1,0 * 10 -7 M y [OH-] = 1,0 * 10 -7 M

KW = (1,0 * 10 -7) (1,0 * 10 -7) =1,0*10 -14

Siempre que [H+] = [OH-], se dice que la disolución acuosa es neutra. En una disolución ácida hay un exceso de iones H+, o [H+]> [OH-] y en una básica un exceso de OH- , o [H+] < [OH-]. Si ajustamos la [H+] en 1,0 * 10 -6, la concentración de OH- debe cambiar a. (Es importante recordar que KW cambia con la temperatura).

[OH-] = KW / [H+]= 1,0 * 10 -14 / 1,0 * 10 -6 = 1,0 * 10 -8 M

El pH (una medida de acidez)

Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- son a menudo números muy pequeños y por lo tanto inconvenientes para trabajar con ellos, Soren Peer Sorensen (1868 – 1939) Bioquímico Danés, propuso un 1909 una medida más práctica llamada pH. El pH de una disolución como el logaritmo negativo de la concentración del ión de hidrógeno en mol/L.

pH = - log [H+]

Disoluciones ácidas: [H+]> 1,0 * 10 -7 M, pH< 7,00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 * 10 -7 M, pH> 7,00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 * 10 -7 M, pH= 7,00

Una escala análoga a la del pH puede obtenerse usando el logaritmo negativo de la concentración del ión hidroxilo.

pOH = - log [OH-] Considerando el producto iónico del agua.

[H+][OH-]= KW = 1,0 * 10 -14

Tomando el algoritmo negativo en ambos lados.

-(log [H+]+ log [OH-]) = - log (1,0 * 10 -14)

-log [H+]- log [OH-] = 14 De las definiciones de pH y pOH se obtiene.

pH + pOH = 14,00

1.Fuerzas de los ácidos y las bases

Los ácidos fuertes son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua. La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos como el Ácido Clorhídrico (HCl), Ácido Nítrico (HNO 3), Ácido Perclórico (HClO4) y Ácido Sulfúrico (H2SO4):

Observe que H2SO4 es un ácido diprótico; aquí sólo se muestra el primer estado de ionización. En el equilibrio, las disoluciones de los ácidos carecen de moléculas sin ionizar. La mayoría de los ácidos son ácidos débiles, los cuales si ionizan, solo en forma limitada, en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones hidronios y la base conjugada. Como ejemplos de ácidos débiles están el ácido fluorhídrico (HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ión amonio (NH4

+). La ionización limitada de los ácidos débiles está relacionada con su constante de equilibrio de ionización.Las bases débiles, al igual que los ácidos débiles, son electrolitos débiles. El amoniaco es una base débil. En el agua se ioniza en forma limitada.

Observe que el NH3 no se ioniza como un ácido porque no se desdobla para formar iones de manera semejante a como lo hace el HCl.

Ácidos débiles y su constante de ionización ácida

Como se ha visto, existen relativamente pocos ácidos fuertes. La gran mayoría de los ácidos son débiles. Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como

O simplemente

La expresión de equilibrio para esta ionización es:

Aunque la mayoría de los ácidos son débiles, hay una gran variación de fuerzas. Por ejemplo, la Ka para HF (7,1 * 10-4) es casi 1.5 millones de veces mayor que HCN (4,9*10-10). Por lo general, es posible calcular la concentración de iones hidrógeno o de pH de una disolución ácida en equilibrio a partir de la concentración inicial del ácido y del valor de Ka. De manera alternativa, se conoce el pH así como concentración inicial es posible determinar Ka.Ej.

Identificar especies presentes en la disolución. La ionización de los ácidos débiles es pequeña, las principales especies son HF sin ionizar y algunos H+ y F-. Otra especie es H2O, pero como su valor es pequeño Kw (1.0*10-14) se despreciaLa concentración de HF, H+ y F en el equilibrio, expresadas en función de la incógnita x, se sustituyen en la expresión de la constante de ionización para obtener.

Al reordenar esta expresión se tiene.

Si el x es menor a un 5 % de la concentración inicial, se puede hacer una aproximación, de lo contrario hay que resolver la ecuación de segundo orden.

Al reordenar

Así se obtiene el valor de x (fracción disociada) sin necesidad de utilizar la ecuación de segundo grado. Y el pH. ¿Qué tan buena es la aproximación?

Bases débiles y su constante de ionización ácida

La ionización de las bases débiles se analiza de la misma manera que la ionización de los ácidos débiles.

Porcentaje de ionización

Como se ha visto, la magnitud Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como.

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización.

Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas

La base conjugada, CH3COO-, suministrada por una disolución de acetato de sodio (CH3COONa), reacciona con el agua de acuerdo con la ecuación.

Y la constante de ionización básica se escribe como

Kb = [CH3COOH][OH-] El producto de estas dos constantes de ionización está dado por. [CH3COO-]

Ka Kb = [H+][CH3COO-] * [CH3COOH][OH-] [CH3COOH] [CH3COO-]

Ka Kb = [H+][OH-]

Ka Kb = Kw

Tal vez esto parezca extraño a primera vista, pero si sumamos ambas ecuaciones:

1. Kb 2. Ka

_____________________________________________________3. H2O(l) H+(ac) + OH-(ac) Kw

Ácidos Diprótico y Polipróticos

El tratamiento de los ácidos dipróticos y poliprótico es más complicado, dado que estas sustancias pueden ceder más de un Protón por molécula. Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir una expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización.

H2CO3 (ac) H+ (ac) + HCO3-(ac) ka1 = [H+][HCO3

-]/ [H2CO3]

HCO3-(ac) H+ (ac) + CO3

-2 (ac) ka2 = [H+][CO3-2]/ [HCO3

-]

Observe que la base conjugada de la primera etapa de ionización se convierte en el ácido de la segunda etapa de ionización. La primera constante siempre es mucho mayor qua la segunda y así sucesivamente. Esta tendencia resulta lógica ya que es más sencillo quitar un protón de una molécula neutra que de un ión cargado negativamente. La determinación de las constantes de equilibrio, concentraciones y pH, tienen el mismo procedimiento, solo que se realizan por parte, es decir para cada disociación. Disoluciones Amortiguadoras

Esta debe contener 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; ambos componentes deben de estar presentes. La disolución tienen la capacidad de resistir las cambios de pH en la adición de pequeña cantidades tanto de ácidos como de bases. Los amortiguadores son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo el pH de la sangre es de 7,4, mientras que el jugo gástrico de más o menos 1,5. Estos valores son cruciales para el funcionamiento adecuado de enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantiene como amortiguadores en la mayoría de los casos. Una disolución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar con los iones OH- que puedan agregarse, y una base para reaccionar con los H+. Además los ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse entre sí en una reacción de neutralización. Esto se satisface con un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado en las mismas cantidades.Si se agrega un ácido:

CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO-(ac) + H2O(l) Si se agrega una base:

CH3COO-(ac) + H+ (ac) CH3COOH (ac)

Aquí, los iones acetato son proporcionados por la disociación del acetato de sodio.

CH3COONa(s) CH3COO-(ac) + Na+ (ac) Con el diagrama de distribución podemos apreciar que a valores pequeños de pH la concentración del CH3COOH es mucho mayor que de CH3COO-, porque la presencia del ión H+ desplaza el equilibrio hacia la izquierda (Principio de Le Chatelier). El efecto opuesto ocurre a pH grande por la presencia de OH-.Para escoger un buen tampón, deberemos escoger de acuerdo al Ka o Kb que más nos convenga.

Ejemplo: Determinar el pH de un sistema amortiguador que contiene CH3COOH 1,0 M y CH3COONa 1,0 M.

Respuesta: El pH del sistema amortiguador anterior a la adición de un ácido como el HCl puede calcularse suponiendo que la ionización del ácido acético es despreciable, al igual que la hidrólisis de los iones acetato, se tiene, al equilibrio.

[CH3COOH] = 0,1 M y [CH3COO-] = 0,1 M

Ka = [H+][CH3COO-] = 1,8 * 10 -5 M [CH3COOH]

[H+]= Ka [CH 3COOH] = (1,8 * 10 -5 M)(1,0 M) = 1,8 * 10 -5 M [CH3COO-] (1, 0 M)

pH = - log (1,8 * 10 -5)

pH = 4,66

Actividades:

1. La concentración de iones OH- en cierta disolución amoniacal para la limpieza doméstica, es 0,0025 M. Calcúlese la concentración de los iones H+.

2. La concentración de iones H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3,2 * 10-4 M, inmediatamente después de haber sido destapada. Sólo se consumió la mitad del vino; se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrógeno igual a 1,0 * 10-3 M. Calcúlese el pH del vino en estas dos ocasiones.

3. El pH del agua de lluvia recolectada en cierta región del noreste de Chile fue de 4,82. Calcúlese la concentración de iones en esa agua de lluvia.

4. En una disolución de NaOH, la [OH-] es de 2,9 * 10-4 M. Calcúlese el pH de la disolución.

5. Prediga la dirección de la siguiente reacción en disolución acuosa.

6. El pH de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) 0,10 M es de 2,39. ¿cuál es la Ka del ácido?

7. ¿Cuál es el pH de una disolución de amoníaco 0,400 M?

8. El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza, sobre todo, como agente blanqueador y limpiador (por ejemplo, para eliminar el sarro en las tinas de baño). Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una disolución 0,10 M. (Ka= 6,5 * 10-2)