Este documento resume diferentes teorías sobre ácidos y bases. Explica que la teoría de Arrhenius define ácidos como sustancias que ceden iones H+ en agua y bases como sustancias que ceden iones OH-. La teoría de Brønsted-Lowry define ácidos y bases en términos de intercambio de protones. También cubre conceptos como pH, soluciones amortiguadoras, hidrólisis y valoración ácido-base.

1. CÁTEDRA Nº2 ACIDO-BASE

2. TEORÍAS ACIDO-BASE Los Ácidos se usaban en diversos procesos metalúrgicos, las Bases, se utilizaban en curtido, limpieza y lavado. Edad Media, los ácidos y bases eran considerados principios opuestos, porque unos neutralizaban los efectos de los otros. Siglo XVIII, Boyle estableció la primera caracterización de ácidos y bases a partir de sus propiedades.

3. TEORÍA DE ARRHENIUS DE ÁCIDOS Y BASES Arrhenius (1883) Las propiedades características de los ácidos, en una solución acuosa, se debían a la presencia de iones H + concluye Las propiedades de las soluciones de bases en agua eran debidas a la presencia de iones Hidróxidos (OH - ) En su forma actual, la teoría de Arrhenius se expresa: Ácido= es toda sustancia que en solución acuosa cede p + HA A - + H + Base= Toda sustancia que en solución acuosa cede iones Hidróxido. BOH B + + OH -

4. TEORÍA ÁCIDO Y BASE DE BRÖNSTED-LOWRY Aquí los ácidos y bases nunca actúan de forma aislada, sino en reacciones Ácido-Base, en las que siempre hay un ácido que cede protones y una base que los capta Las propiedades ácido-base se deben al intercambio de p + según: Ácido = Toda sustancia capaz de ceder protones. Base = Toda sustancia capaz de captar protones. Importante: En esta teoría juega un papel importante los conceptos de BASE CONJUGADA de un ácido y ÁCIDO CONJUGADO de una base, llamados ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.

5. Ej.: Cuando un ácido, HA, cede un p + produce un Anión (A - ) HA A - + H + (Ácido) El Anión tiene la capacidad de capturar el protón para regenerar el compuesto de partida, si capta un protón se comporta como una BASE A - + H + HA (Base) Es por eso que se dice que A - es la Base Conjugada del ácido HA

6. REACCIONES ÁCIDO-BASE Si un ácido (l) cede un protón, debe haber una base (ll) que lo capte. El proceso se puede representar: Ácido l + Base ll Base conjugada de l + Ácido Conjugado de ll O bien: HA + B A - + BH + (ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado) Ej.: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + (ácido) (base) (Base conjugada) (ácido conjugado)

7. pH Es una manera de expresar la concentración de H + . * Se distinguen Soluciones Neutras , Soluciones Ácidas y Soluciones Básicas. En la reacción de autoionización del agua, por cada ión H 3 O + formado también se produce un ión OH - . Por ello en agua pura la Concentración Molar de los 2 iones es la misma.(valor es cte. A 25ºC) K w = H 3 O + OH - = 10 -14 H 3 O + = OH - = 10 -7 M Las soluciones que cumplen con esta condición se llaman SOLUCIONES NEUTRAS

8. En Soluciones Ácidas hay un exceso de iones H 3 O + respecto de los iones OH - ; aún así el valor de K w exige que la concentración de OH - disminuya en la misma cantidad que H 3 O+ H 3 O + > 10 -7 M y OH - < 10 -7 M (a 25ºC) En Soluciones Básicas hay exceso de iones OH - respecto de H 3 O + , pero K w es constante H 3 O + < 10 -7 M y OH - > 10 -7 M (a 25ºC) Por eso se puede decir que: Soluciones Ácidas = H + > 1 *10 -7 M, pH < 7 Soluciones básicas= H + < 1 *10 -7 M, pH > 7 Soluciones Neutras = H + = 1 *10 -7 M, pH = 7

9. Escala de acidez y pH pH: 0 Ácida Neutra Básica 4 10 -7 7 10 -7 10 0 OH - : 10 -14 5 5,5 H + : 1 9 9,5 10 -14 Medida del pH Papel pH pHmetro Se trata de una tira de papel impregnada de diversos indicadores ácido-base, cambian de color según pH. pH aproximado Aparato electrónico que permite determinar pH de una solución con gran precisión y rapidez

10. ÁCIDOS Y BASES EN SOLUCIÓN ACUOSA El agua es ANFÓTERA, se comporta como ácido y base Cuando un ácido se pone en contacto con H 2 O, el ácido cede p + HX (aq) + H 2 O (l) X - (aq) + H 3 O + (aq) A 1 B 2 B 1 A 2 Cuando una base (B) se disuelve en H 2 O,la base acepta un p + B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - B 1 A 2 A 1 B 2

11. *Ácidos Fuertes: Sustancias que ceden sus p + con facilidad. No se mantienen en equilibrio. *Bases Fuertes: Sustancias que aceptan fácilmente p + . cualquier sust. que contenga OH - es b. fuerte en solución acuosa.Sus ácidos conjugados son débiles. *Ácidos y Bases Débiles: Especies que en competencia por p + con el solvente H 2 O generan sistemas en equilibrio.

12. Ácido Débil HX (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq ) + X - (aq) H 3 O + X - = k a (Cte. de disociación o ionización del ácido) HX Base Débil B (aq) + H 2 O (l) BH + (aq) + OH - (aq) BH + OH - = K b (Cte. De disociación o ionización de la base) B

13. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA Y ESCALA DE pH El agua actúa como ácido y base. Funciona como una base en reacciones con ácidos como HCl y CH 3 COOH y funciona como ácido con bases como NH 3 . El agua misma se ioniza. H 2 O H + (ac) + OH - (ac) El agua experimenta un ligero proceso de autoionización en el que unas moléculas de agua transfieren un H + a otras, produciéndose una rx ácido-base: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - A 1 B 2 A 2 B 1 Pares conjugados Pares conjugados K = H 3 O + OH - H 2 O H 2 O Constante K w = H 3 O + OH - = 10 -14 pOH + pH = 14 Producto iónico del agua.

14. CONCEPTO DE pH Es una medida de acidez. Dado que las concentraciones de H + y OH - son nº muy pequeños, SOREN, bioquímico danés propuso: pH se define: pH = -log H + mol/L DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, TAMPONES O BUFFERS Un amortiguador es una sust. que tiene la facultad de fijar o liberar H + en solución, amnteniendo el pH de ésta relativamente cte., a pesar de la adición de considerables cantidades de ácido o base. Ej.: CH 3 COOH y CH 3 COONa

15. Comportamiento del sistema CH 3 COOH/CH 3 COONa La disolución contiene: *Una sal, Acetato de Sodio, totalmente disociada por ser electrolito fuerte: CH 3 COONa CH 3 COO - (aq) + Na + H 2 O *Un ácido débil, CH3COOH, parcialmente ionizado: CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - (aq) Si se añade una pequeña cantidad de ácido, la concentración H 3 O + aumenta y el equilibrio se desplaza aún más a la izquierda; si se añade base la concentración de H 3 O + disminuye, el equilibrio se desplaza a la derecha para producir H 3 O +, que neutralizan iones OH - , por lo que el pH no varía prácticamente.

16. CONCEPTO DE HIDRÓLISIS Se refiere a que, en el caso de las sales, algunas veces éstas se comportan como ácidos o bases. Hay 2 tipos de Hidrólisis: Hidrólisis Básica = cuando el pH de la disolución es mayor a 7. Hidrólisis Ácida = cuando el pH de la disolución es menor a 7. Hidrólisis Básica El anión de la sal se comporta como una base de Bronsted, capta un p + del agua (que actúa como ácido) para producir su ácido conjugado y dejar en libertad iones OH - Anión + Agua Ácido + OH - Base 1 Ácido 2 Ác. Conj.1 Base Conj.2

17. Hidrólisis Ácida A veces el catión de la sal se comporta como una ácido de Bronsted y cede un protón al agua (que se comporta como base) según: Catión + H 2 O Base + H 3 O + Ácido1 Base2 Base conj.1 Ác. Conj.2 Indicadores Ácido-Base. Es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto. HIn + H 2 O H 3 O + + In - Ác. Débil monoprótico Base Conjugada Forma ácida Color Amarillo Forma básica Color Azul

18. VALORACIÓN ÁCIDO-BASE La reacción completa de un ácido con una base en disolución acuosa es genéricamente REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN , lo que da lugar a la formación de sal y agua. Ácido + Base Sal + Agua ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN Cuando se mezclan una solución de un ácido y otra de base se produce Reacción de Neutralización. Dependiendo de las cantidades pueden ser: Exceso de Ácido Exceso de Base Cantidades estequiométricas de ácido y base .

19. Exceso de Ácido Toda la base reacciona con parte del ácido presente, por lo que queda ácido en exceso. La solución final será ácida, con pH < 7 Exceso de Base Todo el ácido reacciona con parte del ácido presente, con lo que queda un exceso de base. La disolución será básica, pH > 7 Cantidades Estequiométricas de Ácido y Base Todo el ácido presente y toda la base reaccionan entre si, no queda exceso de ninguno. La neutralización es completa y se ha alcanzado el PUNTO DE EQUIVALENCIA

20. Características estequiométricas del Punto de Equivalencia Para neutralización existe: “ En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización el nº de equivalentes químicos de ácido y base que han reaccionado son iguales” nº equivalentes de ácido = nº equivalentes de base Una valoración ácido-base es la determinación de la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida como la Base o viceversa, basándose en la reacción de neutralización. Acidometría = valoración de un ácido. Alcalimetría = valoración de uan base.

21. La valoración se realiza mezclando gradualmente el ácido y la base hasta alcanzar el Punto de Equivalencia, es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha sido completa. En este punto: nº p + procedentes del ácido = nº OH - procedentes de la base El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color del indicador, que se adiciona previamente a los reactivos Para que la valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia