ESQUEMA Tema 8. Ácidos y bases.

Química 2º Bachillerato

TEMA 8. ÁCIDOS Y BASES. I.

CONCEPTO.

A lo largo del desarrollo de la teoría de ácido y base ha habido distintas definiciones desarrolladas por distintos científicos sobre estos conceptos. El primero en estudiar dichos conceptos fue Arrhenius, posteriormente Bronsted y Lowry ampliaron los conceptos de Arrhenius para incluir sustancias que tenían comportamientos y propiedades típicamente de ácidos o de bases pero que no estaban incluidos en las definiciones de ácido y base. Se trata pues de una extensión de la definición, y por supuesto todos los ácidos y bases de Arrhenius lo siguen siendo en la teoría de Bronsted y Lowry. Estas dos definiciones son las que más nos interesan en el curso si bien hay una segunda extensión realizada por Lewis que también debemos de conocer: •

Teoría de Arrhenius: o Ácido: Es toda sustancia que posee algún átomo de hidrogeno y que al diluirse en agua disocia dicho átomo dando lugar iones H+. o Base: Es toda sustancia que posee algún grupo OH y que al diluirse en agua disocia dicho grupo dando lugar iones OH-. Ej:

Ácido Base

HCl (aq)
H+ (aq) + Cl- (aq) NaOH (aq)
Na+ (aq) + OH- (aq)

NOTAS: o Según esta definición todos los compuestos que al formular son llamados ácidos, ya sean binarios (ácidos hídricos) o ternarios (ácidos oxoácidos), son ácidos. Y por otro lado todos los hidróxidos son bases. o Las ecuaciones anteriores en realidad están simplificadas aunque se pueden utilizar. La reacción en realidad es de la forma: HCl (aq) + H2O (l)
H3O + (aq) + Cl- (aq) donde el ion H3O+ se denomina ión hidronio y es equivalente a un protón H+. •

Teoría de Bronsted y Lowry: o Ácido: Es toda sustancia capaz de ceder un protón (H+). o Base: Es toda sustancia que es capaz de aceptar un protón. Ej:

Base NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq) Ácido HCO3- (aq) + H2O (l)
H3O + (aq) + CO3- (aq)

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NOTAS: o Hay sustancias que pueden ceder o ganar electrones por lo que se pueden comportar como ácidos o como bases, dichas especies reciben el nombre de anfóteras. HSO4-(aq) + H3O+ (aq)  H2SO4 (aq) + H20 (l) HSO4-(aq) + H20 (l)  H2SO4 (aq) + H3O+ (aq)

HSO4- base HSO4- ácido

o En toda reacción o equilibrio siempre aparecen un pareja de ácido-base conjugados. Cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada y viceversa. Cuanto más débil es un ácido más fuerte es su base conjugada. OBS: Ver tabla pagina 181. o Las ecuaciones anteriores en realidad están simplificadas aunque se pueden utilizar. La reacción en realidad es de la forma: HCl (aq) + H2O (l)
H3O + (aq) + Cl- (aq) donde el ion H3O+ se denomina ión hidronio y es equivalente a un protón H+. •

Teoría de Lewis: o Ácido: Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones. o Base: Es toda sustancia que es capaz de ceder un par de electrones. NOTAS: o Con esta extensión el concepto de ácido y base no se restringe a los procesos de transferencia de protones. Si bien en el curso nosotros solo nos centraremos en ellas.

II.

FORTALEZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES.

II.1 Cualitativamente •

Ácido o base fuerte: Se tratan de sustancias que al disolverlas se disocian completamente. No generan por tanto equilibrios. Ej: HCl (aq) + H2O (l)
H3O + (aq) + Cl- (aq) HNO3 (aq) + H2O (l)
H3O + (aq) + NO3- (aq) NaOH (aq)
Na+ (aq) + OH- (aq)

•

Ácido o base débil: Se tratan de sustancias que al disolverlas se disocian parcialmente. Generan por tanto equilibrios y poseen constantes de

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equilibrio que llamaremos en este caso constante de ácido Ka y constante de base Kb. Ej: HCN (aq) + H2O (l)  H3O + (aq) + CN- (aq) NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq) CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O + (aq) + CH3COO- (aq) OBS: Consultar y completar tabla pag. 181. Por tanto la fortaleza de un ácido o una base esta relacionada con el mayor (fuerte) o menor (débil) grado de disociación que presenten y por tanto con la mayor (fuerte) o menor (débil) concentración en el equilibrio de H+ o OH-. II.1 Cuantitativamente •

Constantes de acidez y de basicidad: Son propias de los ácidos y bases débiles y vienen definidas por las siguientes expresiones: Ácido: HA (aq) + H2O (l)  H3O + (aq) + A- (aq)

Ka =

[A ]⋅ [H O ] = [A ]⋅ [H ] −

+

3

[HA]

−

+

[HA]

Cuanto mayor es el valor de Ka, más fuerte es el ácido. Base: B (aq) + H2O (l)  BH + (aq) + OH- (aq)

Kb =

[BH ]⋅ [OH ] +

−

[B]

Cuanto mayor es el valor de Kb, más fuerte es la base. OBSERVACIONES IMPORTANTES: •

Si en un equilibrio ocurre que: [H3O+] > [OH-] entonces la disolución es ácida. [H3O+] = [OH-] entonces la disolución es neutra. [H3O+] < [OH-] entonces la disolución es básica.

•

El producto iónico del agua vienen definido por: Kw = [H3O+] ⋅ [OH-] = 10-14 (a 25ºC) y permanece constante si no variamos T.

•

Para un par ácido y base conjugados se tiene: Kw = Ka ⋅ Kb

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Escala de pH, pOH y pK: Dado que los valores de las constantes de ácidos y bases son muy grandes o muy pequeños y de muchos ordenes de magnitud, nos servimos de un cambio de escala para catalogar mejor a las sustancias entre ácidas y bases. pH: Viene determinado por:

[

]

[ ]

pH = − log H 3 O + = − log H +

[H ] = 10 +

− pH

Y el valor que puede tomar el pH está entre 0 y 14: Una disolución es ácida cuando pH < 7 Una disolución es básica cuando pH > 7 Una disolución es neutra cuando pH = 7 pOH: Viene determinado por:

[

pOH = − log OH −

[OH ] = 10 −

]

− pOH

Y el valor que puede tomar el pOH está entre 0 y 14: Una disolución es ácida cuando pOH > 7 Una disolución es básica cuando pOH < 7 Una disolución es neutra cuando pOH = 7 Atención a la diferencia entre pH y pOH cuando estudiamos disoluciones. Como se cumple: Kw = [H3O+] ⋅ [OH-] = 10-14 (a 25ºC) Se tiene que: pH + pOH = 14. OBSERVACIÓN: Los ácido polipróticos, es decir aquellos con más de un átomo de hidrogeno pueden cede varios protones sucesivamente. Cada cesión va acompañada de una constante de equilibrio pero siempre es mucho mayor la primera que las demás por tanto podemos despreciar el resto y utilizar únicamente la más grande. Ej: H2S  HS- + H+ HS-  S2- + H+

K1 = 9.5⋅10-8 K2 = 1.1⋅10-12

K2 se puede despreciar y solo utilizar K1.

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HIDROLISIS.

Consiste en la reacción entre los iones de una sal (ternaria o binaria) y los iones del agua (H+ y OH-). Es diferente de una hidratación, ya que en esta última no hay reacción entre iones sino simplemente los iones del agua rodean a los iones de la sal. Podemos distinguir cuatro casos dependiendo de la procedencia de la sal: •

Sal que procede de un ácido fuerte y una base fuerte: No se produce hidrólisis y por tanto la disolución sigue siendo neutra. pH = 7.

•

Sal que procede de un ácido fuerte y una base débil: Hay hidrólisis de los iones de la base que reaccionan con los iones OH-, reduciendo su número por tanto hay un exceso de H+, por lo que la disolución es ácida. pH < 7.

•

Sal que procede de un ácido débil y una base fuerte: Hay hidrólisis de los iones del ácido que reaccionan con los iones H+, reduciendo su número por tanto hay un exceso de OH-, por lo que la disolución es básica. pH > 7.

•

Sal que procede de un ácido débil y una base débil: Se produce simultáneamente hidrólisis de los iones de la base y del ácido. Por tanto: Si Ka > Kb entonces la disolución es ácida. pH < 7. Si Ka < Kb entonces la disolución es básica. pH > 7. Si Ka ≅ Kb entonces la disolución es neutra pH ≅ 7.

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