TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES.

INTRODUCCIÓN.• TEORÍAS ÁCIDO−BASE. COMPARACIÓN.• FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES•

K DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.• CONCETO DE pH.• CÁLCULO DEL pH DE ÁCIDOS Y BASES EN DISOLUCIÓN•

HIDRÓLISIS. CÁLCULO DEL pH DE SALES ENDISOLUCIÓN

•

DISOLUCIONES REGULADORAS.• VALORACIONES ÁCIDO−BASE. INDICADORES.•

INTRODUCCIÓN.

Equilibrio químico

EQUILIBRIO IÓNICO

Electrolitos

TEORÍAS ÁCIDO BASE. COMPARACIÓN.

Lavoisier (1777): Observó que sustancias como S y P en combinación con O, y en disolución acuosa, dabanlugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno, al que le llamó principio acidificante.

•

Davy (1810): Observó que el HCl (ácido muriático) era ácido y no tenía oxígeno, luego dedujo que elhidrógeno era el responsable de la acidez.

•

Arrhenius (1887): Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases ysales) se disuelven en

, se disocian en partículas cargadas: IONES.

•

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: Equilibrio iónico.

Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno

Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo

Neutralización:

Franklin (1905): Estudió el sistema del amoníaco

. Si el disolvente no era agua:

•

Brönsted y Lowry (1923):•

Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.

Base: Toda especie capaz de aceptar protones.

Reacción: Transferencia de protones.

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Surge la idea de ácido−base conjugados.• Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:•

Las sustancias pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo de la sustancia a la que se lesenfrente.

•

Brönsted llamó a los ácidos y a las bases PROTOLITOS, y al sistema ácido−base, SISTEMAPROTOLÍTICO.

•

tanto los ácido como las bases pueden estar cargados posit. o negat.

Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman ANFOLITOS, ANFÓTEROSo ANFIPRÓTICOS.

•

Lewis (1938):•

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No todas las reacciónes ácido−base implicaban transferencia de protones, y sin embargo, si se formabasiempre un enlace covalente dativo.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlacecovalente dativo.

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlacescovalentes dativos.

Son ácidos de Lewis:

Cationes sencillos: • Sustancias con orbitales incompletos:

.

•

COMPARATIVA DE TEORÍAS:

TEORÍA ARRHENIUS BRÖNSTED LEWIS

Def. ácidoCede en Cede Captador de

Def. baseCede

en Acepta Cededor de

Neutralización Formac. de Transfer. de Form. enl. cov. dat.

Ecuación

Limitación Sólo disol. acuosas Sólo transf. de Teoría general

Arrhenius−Brönsted: (comparación)

Ácidos: Brönsted amplia el concepto de ácido a sustancias cargadas.• Bases: Brönsted amplia el concepto de base a sustancias que no son hidróxidos.• Brönsted amplia su teoría a disoluciones no acuosas

.

•

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.

Constantes de disociación •

Ácido fuerte: Aquél que tuviese gran tendencia a ceder un protón.• Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.•

ÁCIDOS:

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1 litro de disolución muy diluida

Cuanto mayor sea

, más disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).

•

BASES:

Constante de autoprotólisis del agua.

Estudiemos el par

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EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).

Se disocian en agua, prácticamente en un 100%: Ácidos fuertes.

El

ejerce un efecto diferenciador entre el ,

, y el HF.

El

ejerce un efecto nivelador entre el HI y el HBr.

Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:

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El AcH ejerce efecto diferenciador entrte los tres.

Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:

El

ejerce efecto nivelador entre los tres.

A través de la utilización de varios disolventes, se ha podido establecer la fuerza de los ácidos, pororden de fuerza, que en

no se distinguían debido a su gran fuerza:

•

CONSTANTE DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.

Producto iónico del agua (depende de la Tª.).

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Tª(ºC) 20 25 30 50 60

Disolución neutra.

Añadimos un ácido:•

Disolución ácida.

CONCEPTO DE pH.

Sörensen buscó una forma de trabajar con números más sencillos para las concentraciones de

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El concepto de pH se usa también para otro tipo de concentraciones:

Disolución ácida

; disolución neutra

; disolución básica

.

CÁLCULO DEL pH.

pH de ácido fuerte:•

pH de base fuerte:•

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pH de ácido débil: •

Si ocurre:

pH de base débil: •

HIDRÓLISIS.

Ácidos diprótidos:•

•

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•

sólo tenemos en cuenta el primer equilibrio, el segundo, es despreciable.

CÁLCULO DEL pH DE SALES.

Las sales se disocian completamente (excepto aquéllas que mantiene equilibrios de solubilidad, y que noveremos en este tema); según los iones en que se disocian provengan de ácidos o bases, fuertes o débiles,procederemos de la misma forma que en cálculo del pH de ácidos o bases.

DISOLUCIONES REGULADORAS.

VALORACIONES ÁCIDO−BASE.

Si queremos conocer la concentración de una sustancia (elemento o compuesto), en una muestra problema,podemos acudir a un proceso de medida cuantitativa que se llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA.

Hay tres tipos de volumetrías:

Ácido−base.• Oxidación−reducción.• Precipitación o de formación de complejos.•

ÁCIDO−BASE O DE NEUTRALIZACIÓN:

Hacemos reaccionar un ácido con una base o viceversa.

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El punto en el cual las concentraciones de ácido y base son equivalentes (se neutralizan el uno al otrocompletamente), se llama punto final de la valoración o PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO.

En ese punto o punto de equivalencia, el cambio de pH es muy brusco.

INDICADORES.

Se utilizan para determinar el punto de equivalencia. Los hay de dos tipos:

Físicos• Químicos•

Los indicadores ácido−base son ácidos o bases débiles que cambian de color dentro de un pequeño intervalode pH. Suelen ser sustancias orgánicas, muy solubles en agua y estables químicamente.

Para que se vea uno u otro color, la relación entre la forma básica y la forma ácida ha de ser

.

Medio ácido:

Medio básico:

Medio neutro:

a)

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b)

c)

Rojo fenol

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