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Investigación de ácidos y bases



    1. Teorías de ácidos
      y bases
    2. Ácidos
    3. Hidróxidos o
      bases
    4. Clasificación de los
      ácidos y bases
    5. Fuerza de los
      ácidos y las bases
    6. Nomenclatura de los
      ácidos
    7. Nomenclatura de las
      bases
    8. Parámetro de
      ácidos y bases
    9. Bibliografía

    INTRODUCCIÓN

    Desde hace miles de años se sabe que el vinagre,
    el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen
    un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos
    cuantos cientos de años que se descubrió por
    qué estas cosas tenían un sabor ácido. El
    término ácido, en realidad, proviene del
    término Latino acere, que quiere decir ácido.
    Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y
    las bases, en esta investigación introduciremos los
    fundamentos de la química de los
    ácidos y las
    bases

    Ácidos y bases, dos tipos de compuestos
    químicos que presentan características opuestas.
    Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el
    tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados
    líquenes) y reaccionan con ciertos metales
    desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo,
    colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se
    combina una disolución acuosa de un ácido con otra
    de una base, tiene lugar una reacción de
    neutralización. Esta reacción en la que,
    generalmente, se forman agua y sal, es
    muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y
    el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de
    sodio.

    TEORIAS DE ÁCIDOS Y BASES

    EL CONCEPTO DE
    ARRHENIUS

    Este concepto define a un ácido como un compuesto
    que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un
    compuesto que produce iones OH- en una solución de agua.
    La fuerza de un
    ácido o una base se determina por el grado de
    disociación del compuesto en agua. Un ácido o base
    fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones
    de agua.

    Los óxidos de muchos no metales reaccionan con
    el agua para
    formar ácidos y, consecuentemente, se llama óxidos
    ácidos o anhídridos de ácido. Ejemplo:

    N2O5 + H2O & 2H+ + 2NO-3

    Los óxidos metálicos se disuelven en el agua para
    formar hidróxidos. Los óxidos metálicos se
    llaman óxidos básicos o anhídridos de bases.
    Ejemplo:

    Na2O + H2O &  2Na+ +2OH-

    Los óxidos ácidos y básicos reaccionan en
    ausencia de agua para producir sales. No obstante se debe indicar
    que no todos los ácidos y bases pueden obtenerse de
    óxidos (HCl y NH3 son ejemplos)

    El CONCEPTO DE BRONTED
    LOWRY

    Según este concepto un ácido es una
    sustancia que puede donar un protón y una base es una
    sustancia que puede aceptar un protón. La reacción
    de un ácido con una base, es la transferencia de un
    protón del ácido a la base, es la transferencia de
    un protón del ácido a la base.
    En la reacción:

    HC2H3O2 + H2O & H3O+ + C2H3O2-

    La molécula de ácido acético, HC2H3O2,
    actúa como un ácido y cede un protón a la
    molécula del agua, la cual actúa como una base.
    Esta reacción es reversible como indica la doble
    flecha.
    En la reacción inversa (de derecha a izquierda) el Ion
    H3O+ dona un protón al Ion C2H3O2-.
    El Ion H3O+, por lo tanto, actúa como un ácido y el
    Ion C2H3O2- como una base pues acepta el protón.
    En la reacción hacia la derecha, la base  H2O gana un
    protón y se transforma en el ácido H3O+  y, el
    ácido H3O+ en la dirección inversa pierde un protón y
    se convierte en la base H2O. Un par de ácido-base como
    éste, relacionado mediante la ganancia o pérdida de
    un protón se le llama un par conjugado. Similarmente
    el  HC2H3O2 y  C2H3O2-  forman un segundo par
    ácido-base conjugados. A estas sustancias que
    actúan como ácidos en ciertas reacciones  y
    como bases en otras se llaman anfipróticas
    Fuerza De Los Ácidos Y Bases De Bronsted
    La fuerza de los acidasen términos de Bronsted, se
    determina por su tendencia para donar protones y la fuerza de una
    base depende de su tendencia para aceptar protones. La
    reacción:

                  
    Ácido1 Base2      
    Ácido 2       
    Base1
               
    HCl      + H2O   &
    H3O +      Cl-

    Se concluye que  HCl   es un ácido
    más fuerte que  H3O+, debido a que el  HCl al
    donar su protón (H+)  automáticamente se quedo
    sin más protones o Hidrógeno mientras que
    el   H3O+ al donar su protón a la base Cl-
    todavía le quedo dos más (H+) a eso se
    refería Bronsted con la tendencia de donar protones.
    El H2O es una base más fuerte que Cl- , debido a que la
    molécula del agua tiene éxito
    en retener prácticamente todos los protones; se pude notar
    en que el agua tiene dos protones (H+) y el Cl- ninguna.
    Un ácido fuerte, que presenta una gran tendencia a perder
    protones, está conjugado con una base débil, la
    cual tiene pequeña tendencia para ganar y retener
    protones; mientras más fuerte el ácido más
    débil será la base conjugada. Similarmente, una
    base fuerza atrae protones y es conjugada necesariamente a un
    ácido débil, uno que no pierda protones
    rápidamente; entre más fuerte sea la base,
    más débil será el ácido
    conjugado.

    La
    fuerza de los ácidos y la estructura
    molecular.-

    Se dividirán los ácidos en dos tipos:
    hidruros covalentes y oxiácidos.
    Hidruros: influyen dos factores sobre la fuerza de acidez del
    hidruro de un elemento: la electronegatividad del elemento y el
    tamaño atómico del elemento. El primero de esto
    estos factores se comprenden mejor comparando los hidruros de los
    elementos de un periodo. El segundo cobra importancia cuando
    hacen las comparaciones en un grupo.
    a).- Hidruros de los elementos de un periodo. Las fuerzas de
    acidez de los hidruros de los elementos de un periodo aumentan de
    izquierda a derecha a través del periodo en el mismo orden
    que aumentan las electronegatividades de los elementos.
    b).- Los Hidruros de los elementos de un grupo. La acidez de los
    hidruros de los elementos de un grupo aumenta  con el
    aumento en el tamaño del átomo
    central.
    Oxiácidos. Los oxiácidos son compuestos que se
    derivan de la estructura:

                                                                         
    a    b
    H-O-Z

    La clave de la acidez de estos oxiácidos radica en la
    electronegatividad del átomo Z.
    Si Z es un átomo de un metal con baja electronegatividad,
    el enlace electrónico entre el átomo Z y el
    Oxigeno (el
    enlace b)  pertenecerá al Oxígeno, el cual tiene una alta
    electronegatividad.
    Si Z es un átomo de un no metal de una alta
    electronegatividad, el enlace indicado b será un enlace
    covalente fuerte y no un enlace iónico. En vez de aumentar
    la densidad electrónica alrededor del átomo de
    oxígeno, Z tendrá a reducir la densidad
    electrónica, el átomo de oxígeno
    removerá la densidad electrónica de este enlace
    H-O, apartándolo del átomo de hidrógeno, lo
    cual permite al protón disociarse y hacer ácido al
    compuesto.

    EL CONCEPTO DE LEWIS

    Lewis determinó una base como una sustancia que
    posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede
    formar un enlace covalente con un átomo, una
    molécula o un Ion. Un ácido es una sustancia que
    puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones
    de la base.
    Las sustancias que son bases en el sistema de
    Bronsted también son bases de acuerdo con el sistema de
    Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un
    ácido amplía el número de sustancias que se
    clasifican como ácidos. Un ácido de Lewis posee un
    orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la
    base.
    Las especies químicas que funcionan como ácidos de
    Lewis, incluyen las siguientes:
    Las moléculas o átomos que poseen octetos
    incompletos
    Varios cationes sencillos
    Algunos átomos metálicos

    Los compuestos que tienen átomos centrales
    capaces de extender sus niveles de valencia

    ÁCIDOS

    Los ácidos son sustancias puras que, en
    disolución acuosa, poseen un sabor característico.
    Este sabor nos es familiar por tres ácidos
    orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido
    acético, presente en el vinagre; el ácido
    cítrico, presente en los frutos cítricos
    (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico,
    presente en las manzanas.

    En química inorgánica existen dos tipos de
    ácidos:

    1. Ácidos binarios o hidrácidos,
      constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales
      forman hidrácido) e hidrógeno.
    2. Ácidos ternarios u oxácidos,
      constituidos por un no metal, oxígeno e
      hidrógeno.

    Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero
    el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no
    significa que deba tratarse necesariamente de un
    ácido.

    La reacción de síntesis
    de los hidrácidos se ajusta al siguiente
    esquema:

    No metal + hidrógeno——
    hidrácido

    Mientras que los de los oxácidos se forman
    según la reacción

    Óxido ácido +
    agua—–oxácido

    El más conocido de los hidrácidos es el
    ácido clorhídrico que es el responsable de la
    acidez del jugo gástrico, mientras que entre los
    oxácidos es muy conocido el ácido
    sulfúrico

    (Llamado antiguamente aceite de
    vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia
    ácida, tan perjudicial para los bosques.

    Características de los
    ácidos:

    • El ión hidrogeno
      (H+) es constituyente especial de todos ellos.
    • Poseen un sabor agrio.-ácido.
    • Reaccionan con algunos metales desprendiendo
      hidrógeno (como en el Zn) anaranjado de metilo se torna
      a color rojo; en
      unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con
      la fenolftaleína no produce coloración
      alguna.
    • Algunas otras conducen la electricidad en
      disolución acuosa.
    • Generalmente son corrosivos.
    • Reaccionan con las bases produciendo
      sales.

    HIDRÓXIDOS O BASES

    Un hidróxido o una base es el resultado de la
    combinación de un óxido metálico
    (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son
    compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos):
    un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los
    hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se
    encuentran formando uno o más grupos OH (grupos
    hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo
    número de átomos de oxígeno que de
    hidrógeno.

    Hidróxidos bien conocidos son la sosa
    cáustica (hidróxido de sodio) y, el más
    común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de
    calcio).

    El esquema de la formación de un hidróxido
    por reacción de un óxido básico con agua
    es:

    Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es
    provocar una reacción química como la que hemos
    escrito:

    Características de los hidróxidos o
    bases:

    • El ión o radical hidroxilo (OH-) los
      caracteriza.
    • Presentan sabor a lejía (amargo como el
      jabón).
    • Son resbaladizas al tacto.
    • Con el indicador anaranjado de metilo aparece
      coloración amarilla, la fenolftaleína presenta
      coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color
      azul.
    • Conducen la corriente
      eléctrica en disolución acuosa (son
      electrólitos).
    • Generalmente son corrosivas.
    • Poseen propiedades detergentes y
      jabonosas.
    • Disuelven los aceites y el azufre.
    • Reaccionan con los ácidos para producir
      sales.

    CLASIFICACIÓN DE LOS ÁCIDOS Y
    BASES

    La clasificación de los ácidos está
    en función
    del número de átomos de hidrógeno que
    contienen en su molécula. Los ácidos que contienen
    solo un átomo de hidrógeno se llaman
    monoprótidos; los que contienen dos átomos de
    hidrógeno, diprótidos; los que contienen tres o
    más, poliprótidos. Ejemplos:

    HCl, HI, HclO Ácidos
    monoprótidos

    H2SO4, H2ClO4, H2CO3 Ácidos
    diprótidos

    H3PO4, H3BO3 Ácidos
    poliprótidos

    De modo semejante a los ácidos, las bases se
    denominan monohidroxilas, dihidroxilas y polihidroxilas, si
    contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH; respectivamente.
    Ejemplos:

    NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilas

    Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilas

    Al(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas

    FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS
    BASES

    Ácido fuerte.- Es aquel que se ioniza casi
    totalmente en iones positivos e iones negativos.

    Ejemplos:

    HCl4 ———–Ácido
    perclórico

    H2SO4 ————-Ácido
    sulfúrico

    HCl ————Ácido
    clorhídrico

    Base fuerte.- Es la que se disocia completamente
    en iones positivos y negativos.

    Ejemplos:

    NaOH———-Hidróxido de sodio

    KOH———–Hidróxido de potasio

    CaOH———-Hidróxido de calcio

    Ácido débil y base débil.-
    Es aquella sustancia que no está totalmente disociada en
    una solución acuosa.

    Ejemplos:

    Ácidos débiles Bases
    débiles

    H2CO3———-Ácido carbónico
    NH4OH———-Hidróxido de amonio

    H2S————-Ácido sulfúrico
    N2H4————–Hidracina

    HBrO———-Ácido hipobromoso

    NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS

    Los ácidos se clasifican de la siguiente
    manera:

    Los hidrácidos provienen de la
    reacción de un halógeno con el hidrógeno.
    Son compuestos binarios cuya fórmula contiene sólo
    dos elementos: hidrógeno y un no metal. Para nombrarlos,
    se usa la palabra ácido seguida de la raíz del no
    metal con la terminación hídrico. Por
    ejemplo:

    • HCl Ácido
      clorhídrico

    Los oxiácidos provienen de la reacción de
    un anhídrido con el agua. Son compuestos terciarios que
    incluyen, además del hidrógeno y el no metal, al
    oxígeno en su composición. Para nombrarlos se
    escribe primero la palabra ácido seguida de la raíz
    del no metal con los prefijos o sufijos hipo-oso, oso, ico y
    per-ico, que señalan el estado de
    oxidación del no metal en el ácido. Por
    ejemplo:

    • HBrO Ácido
      hipobromoso.

    NOMENCLATURA DE LAS BASES

    A diferencia de los ácidos, para nombrar a las
    bases se escribe primero la palabra hidróxido seguida del
    nombre del metal, escribiendo al final el número de
    oxidación del catión que tiene en su fórmula
    (sistema IUPAC).

    O sea, si un catión es monovalente (de una solo
    valencia) sólo formará un hidróxido y no se
    le asignará ningún número en su
    terminación. Por ejemplo, el NaOH se llama
    hidróxido de sodio, ya que el metal Na sólo tiene
    una valencia (+1).

    Si el metal es polivalente (tiene más de una
    valencia), al final del nombre se pone, con número romano,
    la valencia con que actúa en ese compuesto el metal. Por
    ejemplo, en el Fe(OH)2 como el fierro tiene 2 valencias y en este
    caso actúa con +2, su nombre será hidróxido
    de hierro
    II.

    PARÁMETRO DE ÁCIDOS Y
    BASES

    LOS INDICADORES.-

    Se les da el nombre de indicadores a los compuestos
    químicos orgánicos (electrólitos
    débiles) que varían de color de acuerdo con los
    cambios de concentración de ácido H3O o base OH de
    la disolución a la que se agreguen.

    La escala de
    pH (es igual
    al logaritmo negativo de la concentración de H3O) se
    utiliza para indicar la acidez o basicidad de cualquier
    disolución acuosa.

    Para poder comparar
    la acidez y la basicidad en las disoluciones se utiliza una
    escala numérica llamada escala pH. Si la
    disolución tiene un pH menor que 7 se dice que es
    ácida; si el pH es mayor que 7, por el contrario, es
    básica. El pH igual a 7 indica que la disolución es
    neutra, este es el caso del agua destilada (químicamente
    pura), a 25º C y el pH fisiológico de la sangre es
    7.4

    SUSTANCIAS ÁCIDAS Y
    BÁSICAS

    (EJEMPLOS)

     

    [H+]

    pH

    Ejemplo

    Ácidos

    1 X 100

    0

    HCl

    1 x 10-1

    1

    Ácido estomacal 

    1 x 10-2

    2

    Jugo de limón

    1 x 10-3

    3

    Vinagre

    1 x 10-4

    4

    Soda

    1 x 10-5

    5

    Agua de lluvia

    1 x 10-6

    6

    Leche

    Neutral

    1 x 10-7

    7

    Agua pura 

    Bases

    1 x 10-8

    8

    Claras de huevo

    1 x 10-9

    9

    Levadura

    1 x 10-10

    10

    Tums®antiácidos 

    1 x 10-11

    11

    Amoníaco

    1 x 10-12

    12

    Caliza Mineral – Ca(OH)2

    1 x 10-13

    13

    Drano®

    1 x 10-14

    14

    NaOH

    BIBLIOGRAFÍA

    López Caro Gumesindo, Berinstain Bonilla Bladimir
    y Camacho Figuerola Pablo.

    Química II, México D.F. Editorial
    Nueva Imagen 1ra
    edición
    1993.

    Dirección de la obra: Navarro
    Joaquín.

    Preceptor interactivo Enciclopedia Temática
    Estudiantil,
    Barcelona España
    Grupo editorial OCÉANO.

    Juárez Cortés Alejandro y Shibásago
    Germán Roberto.

    Química Creativa III, México D.F.
    Fernández Editores.

     

     

    PRESENTAN:

    JAVIER ADAN MÉNDEZ
    MÉNDEZ

    WILEBALDO RODRÍGUEZ
    CALDERÓN

    DARVIN RODRÍGUEZ LÓPEZ

    GEORGIOS POULIS CRUZ

    LÁZARO JIMÉNEZ ISIDRO

    MARTÍN SALAZAR SALDAÑA

    ESPECIALIDAD:ELECTRÍNICA 2º "A"

    ASIGNATURA: QUÍMICA II

    COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y
    TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE
    TABASCO

    2º SEMESTRE DE ELECTRÓNICA 30 DE MARZO DEL
    2006

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