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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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