Acido Y Base

INDICE

Ácidos y bases 3

Características las disoluciones acuosas de los ácidos 3

Características las disoluciones acuosas bases 3

Algunas teorías ácido base 4

Teoría de Bronsted – Lowry 4

Ácidos Orgánicos 7

¿Qué es un indicador de pH? 9

SUSTANCIAS ÁCIDAS Y BÁSICAS 9

TITULACIONES ACIDO Y BASES 10

TEORÍA 11

La grafica de un acido fuerte con una base débil 12

Titulación Característica del indicador 13

Indicadores y Titulación 14

BIBLIOGRAFÍA 16

Ácidos y bases

Características las disoluciones acuosas de los ácidos

• Tienen sabor agrio

• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.

• Enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura tornasol o decoloran el repollo morado, es decir, cambian el papel tornasol de azul a rojo.

• Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando Hidrógeno Gaseoso (H2)

• Reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las sales.

• Tienen un pH menor a 7.

Características las disoluciones acuosas bases

• Tienen un sabor amargo y son jabonosas al tacto

• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.

• En contacto con el papel tornasol se torna azul.

• Reaccionan con los ácidos formando sustancias de propiedades diferentes, las sales.

• Tienen un pH mayor que 7.

• El pH neutro es 7

Algunas teorías ácido base

En el año de 1884 un químico sueco llamado August Arrhenius, propuso las primeras definiciones importantes de ácido y base.

• Un ácido es una sustancia química que contienen hidrógeno, y que, al ser disuelta en agua produce una concentración de iones hidrógeno o protones (el término protón se refiere a un ión hidrógeno positivo o un átomo de hidrógeno sin electrones, ión H+)

• Una base es una especie que contiene grupos OH en la su molécula y forma iones hidroxilo. (OH-), en solución acuosa.

La teoría de Arrhenius fue útil pero resultó insuficiente para explicar el comportamiento de ácidos y bases ya que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. Además, esta teoría se refiere únicamente a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Teoría de Bronsted – Lowry

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry.

Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aunque aún contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, ya no se necesita que el medio sea

Necesariamente acuoso y, además, considera a las bases que – como el NH3 no contienen iones OH-

El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender las reacciones ácido-base en términos de una competencia por los protones. En forma de ecuación química se tiene:

Ácido (1) + Base (2) ――> Ácido (2) + Base (1)

La reacción de Ácido (1) con Base (2) se produce al transferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, o sea, Base (1) Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tiene lugar en la dirección en la que él ácido y la base más fuertes reaccionan para dar las correspondientes base y ácido más débiles.

Por ejemplo HF + NH3 ――> NH4+ + F-

El HF es un ácido más fuerte que el ión amonio y el amoníaco es una base más fuerte que el fluoruro

La teoría de Brönsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua. Igualmente el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el NaOH).

El equilibrio de autoprotólisis del agua está dado por la relación

2H2O――> H3O+ +OH -

Cuya constante de equilibrio (Kw) es igual a:

Kw= [H3O+] [OH-] = 1.10-14 (a 25o C)

Fuerza de ácidos o bases

Tanto los ácidos como las bases son muy diferentes en su habilidad por ceder o aceptar protones La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua produciendo el ión hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua..

El agua, por ejemplo, es muy débil tanto para aceptar como para donar protones. En cambio, el HCl tiene tal habilidad para donar protones que aún un aceptor débil como el agua es capaz de tomarlo. Así, en disolución acuosa el ácido clorhídrico cede totalmente su protón al agua y la especie que realmente existe es el ión hidronio H3O+; esto ocurre con todos los ácidos fuertes: y, por lo tanto, el ión hidronio es el ácido más fuerte que puede existir en agua.

De igual forma, el ión hidróxido OH-, es la base más fuerte que puede existir en agua. Una solución que contenga al ión hidróxido se puede preparar disolviendo un compuesto iónico que contenga al ión hidróxido. Son ejemplos de compuestos solubles que contienen ión hidróxido, a veces llamados bases fuertes, el hidróxido de sodio, NaOH; hidróxido de potasio, KOH y el hidróxido de litio LiOH.

Por ser electrolitos fuertes, cuando están en solución acuosa se disocian en el ión hidróxido y el catión correspondiente Así por ejemplo la solución acuosa (ac) de NaOH se escribe:

Na+(ac) + OH-(ac)

Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH-- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio y el de pOH al de la concentración de ión hidroxilo en una disolución acuosa:

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