1.
Ácidos, bases y
sales
1.1.
Ácidos y bases
1.2.
Sales
1.2.1. Electrolitos y no electrolitos
1.2.2. Disociación e ionización de electrolitos
1.2.3. Electrolitos fuertes y débiles
Referencias bibliográficas
1.1. Ácidos y bases
Una primera
definición de
ácido y base fue introducida por Arrhenius en 1884 y mejorada por Brønsted y Lowry en 1923. Una defi-
nición alternativa fue dada por Lewis también en 1923. De momento usaremos una definición pragmática,
intermedia entre la de Arrhenius y la de Brønsted,
y sólo aplicable
a ácidos y bases en disolución acuosa:
• ácido
es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno.
HCl(aq) H+(aq)
+ Cl–(aq)
• base
es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidróxido. Una sustancia
puede ser básica porque aporte directamente iones OH– al medio
(Arrhenius) o porque tome H+ del medio (Brønsted):
1.1. Ácidos y bases
Una primera
definición de
ácido y base fue introducida por Arrhenius en 1884 y mejorada por Brønsted y Lowry en 1923. Una defi-
nición alternativa fue dada por Lewis también en 1923. De momento usaremos una definición pragmática,
intermedia entre la de Arrhenius y la de Brønsted,
y sólo aplicable
a ácidos y bases en disolución acuosa:
• ácido
es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno.
HCl(aq) H+(aq)
+ Cl–(aq)
• base
es todo aquella sustancia que al disolverse en agua aumenta la concentración de iones hidróxido. Una sustancia
puede ser básica porque aporte directamente iones OH– al medio
(Arrhenius) o porque tome H+ del medio (Brønsted):
NaOH(aq) Na+(aq) + OH–(aq) NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq)
El ion hidrógeno en agua. La naturaleza del ion hidrógeno en agua es compleja. Debido a su alto poder de polarización, algunas de las moléculas de agua que le rodean están unidas a él ya no sólo por fuerzas de Van de Waals sino por un enlace covalente. El ion hidrógeno en agua se suele representar como H+(aq), obviando la naturaleza real de la especie existente en disolución, o como H3O+(aq), representación que sin ser más exacta que la anterior (el H+ se encuentra en realidad unido a más de una molécula de agua), presenta la ventaja de que resalta la participación del agua en los procesos ácido–base:
HCl(aq) H+(aq) + Cl–(aq) o HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl–(aq)
Constante de ionización de un ácido o una base. Los equilibrios de disociación de un ácido o una base quedan caracterizados mediante una constante de equilibrio llamada constante de ionización ácida o básica (K a o K b):
HA(aq)+ H2O(l) H3O+(aq) + A–(aq) Ka = [A–][H3 O]
[HA]
B(aq)+ H2O(l) BH+(aq) + OH–(aq) Kb = [BH+][OH–]
[B]
El grado de disociació (a) de un ácido o una base es el tanto por uno de ácido o base que se encuentra en forma disociada. |
Ácidos y
bases fuertes y
débiles. Son
ácidos
y bases fuertes
aquellos
para los que,
en concentraciones ordinarias, prácticamente todas sus moléculas
están disociadas (a 1). Los ácidos y bases débiles tienen constantes
de ionización pequeñas, de forma que cuando se disuelven con concentraciones
ordinarias en agua, gran parte de sus moléculas se mantienen sin disociar (a << 1).
Ácidos polipróticos. Algunos ácidos pueden ceder más de un protón.
Estos ácidos reciben el nombre de ácidos polipróticos.
Cada disociación de cada uno de
los protones
tiene su propia constante de disociación, observándose que su valor disminuye según se pierden protones:
K a1 > K a2 > K a3… (tabla13,2). De forma análoga
se pueden definir las bases polipróticas.
Tabla 13.1.
Ácidos y Bases
usuales en
disolución acuosa
Ácidos K a (en mol
l– 1) Bases K b (en mol
l– 1)
Fuertes HCl
NaOH
HBr
hidróxidos
del grupo 1
HI
Ca(OH)2
H2SO4
(fuerte en la 1ª disociación) hidróxidos del grupo 2, salvo Be
HNO3
HClO4
Débiles HIO3
1,7 10–1
N(C2H5)3 1,0 10–3
H2SO3
1,6 10–2 N(CH3)3 6,5 10–5
HClO2
1,0 10–2
NH3 1,8 10–5
H3PO4 7,1 10–3 (1ª disociación) Piridina, C5H5N
1,8 10–9
HNO2
4,3 10–4 (1ª disociación) Urea, CO(NH2)2 1,3 10–14
HF 3,5 10–4
HCOOH 1,8 10–4
C6H5COOH 6,5 10–5
CH3COOH 1,8 10–5
H2CO3
4,3 10–7 (1ª disociación)
HClO 3,0 10–8
HBrO 2,0 10–9
B(OH)3
7,2 10–10
HCN 4,9 10–10
HIO 2,3 10–11
Tabla 13.2.
Constantes de
ionización de
algunos ácidos
polipróticos
H2SO4 (fuerte en la 1ª disociación) H2CO3 4,3 10–7 (1ª disociación)
1,20 10–2 (2ª disociación)
5,6 10–11 (2ª disociación)
H3PO4 7,1 10–3 (1ª disociación) H2S 1,32 10–7 (1ª disociación)
6,3 10–8 (2ª disociación)
7,08
10–15 (2ª disociación)
1.2. Sales
Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denominaneutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales soncompuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.
1.2. Sales
Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denominaneutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales soncompuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.
1.2.2. Disociación e ionización de electrolitos
Para explicar que las soluciones o en estado de electrólitos conducen la corriente eléctrica, asi como el caracter ácido o básico de sus soluciones, Svante Arrhenius publico su teoria de la disociación iónica basada en los 5 postulados: 1.er postulado: Los electrólitos en solución acuosa o fundidas se disocian parcialmente en iones (restos de átomos o grupos de átomos cargados) NaCl>>> Na+1 + Cl-1. 2.º postulado: La disociación de un electrólito en agua es un proceso reversible puesto que los iones formados se unen a su vez para formar de nuevo la sustancia original, es decir se establece un sistema en "equilibrio dinamico". NaCl <====> Na+1 + Cl-1 (sol. acuosa). al diluir la solución (con más agua) los iones incrementan su separación haciendose más dificil el unirse nuevamente para formar la sustancia inicial, esto hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha o sea en el sentido de aumentar la cantidad de iones, hasta que se alcanza el estado de equilibrio dinamico. 3.er postulado: los iones actuan independientemente unos de otros y de las moléculas. 4.º postulado: Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno (H), y al disolverse en el agua produce iones Hidronios (H+), también llamados protones, según arrhenius, la reacción es reversible: HCl (ac)<===> H+ + Cl- (sol.acuosa) Base es toda sustancia que contiene OH y al disolverse en el agua produce iones hidróxidos u oxhidrilos (OH-) según arrhenius la reacción es reversible: KOH(ac)<====> K+ + OH- (sol.acuosa). 5.º postulado: El proceso de neutralización (ácido + base >>> sal + agua) se centra en la reacción entre los iones H+ y OH- para formar agua, H+(ac) + OH- (ac) >>>> H2O (l)
1.2.2. Disociación e ionización de electrolitos
Para explicar que las soluciones o en estado de electrólitos conducen la corriente eléctrica, asi como el caracter ácido o básico de sus soluciones, Svante Arrhenius publico su teoria de la disociación iónica basada en los 5 postulados: 1.er postulado: Los electrólitos en solución acuosa o fundidas se disocian parcialmente en iones (restos de átomos o grupos de átomos cargados) NaCl>>> Na+1 + Cl-1. 2.º postulado: La disociación de un electrólito en agua es un proceso reversible puesto que los iones formados se unen a su vez para formar de nuevo la sustancia original, es decir se establece un sistema en "equilibrio dinamico". NaCl <====> Na+1 + Cl-1 (sol. acuosa). al diluir la solución (con más agua) los iones incrementan su separación haciendose más dificil el unirse nuevamente para formar la sustancia inicial, esto hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha o sea en el sentido de aumentar la cantidad de iones, hasta que se alcanza el estado de equilibrio dinamico. 3.er postulado: los iones actuan independientemente unos de otros y de las moléculas. 4.º postulado: Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno (H), y al disolverse en el agua produce iones Hidronios (H+), también llamados protones, según arrhenius, la reacción es reversible: HCl (ac)<===> H+ + Cl- (sol.acuosa) Base es toda sustancia que contiene OH y al disolverse en el agua produce iones hidróxidos u oxhidrilos (OH-) según arrhenius la reacción es reversible: KOH(ac)<====> K+ + OH- (sol.acuosa). 5.º postulado: El proceso de neutralización (ácido + base >>> sal + agua) se centra en la reacción entre los iones H+ y OH- para formar agua, H+(ac) + OH- (ac) >>>> H2O (l)
1.2.3. Electrolitos fuertes y débiles
Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente
eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se
disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por
tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.
Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no
electrolitos”.
Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de
iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la
práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide
equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente.
Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una
suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente
eléctrica.
Las sustancias no electrolíticas tienen enlaces covalentes no polares que
mantienen su individualidad al no ser disociadas por la acción de fuerzas
electrostáticas. Algunas sustancias con enlaces covalentes polares no conducen
la corriente eléctrica mientras se encuentran en estado sólido, líquido o
gaseoso. Pero si se forma una solución acuosa, disolviéndolas en agua, conducen
la corriente eléctrica, lo que indica que se han formado iones.
1.2.3. Electrolitos fuertes y débiles
Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente
eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se
disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por
tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.
Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no electrolitos”.
Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente.
Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica.
Las sustancias no electrolíticas tienen enlaces covalentes no polares que mantienen su individualidad al no ser disociadas por la acción de fuerzas electrostáticas. Algunas sustancias con enlaces covalentes polares no conducen la corriente eléctrica mientras se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso. Pero si se forma una solución acuosa, disolviéndolas en agua, conducen la corriente eléctrica, lo que indica que se han formado iones.
Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no electrolitos”.
Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente.
Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica.
Las sustancias no electrolíticas tienen enlaces covalentes no polares que mantienen su individualidad al no ser disociadas por la acción de fuerzas electrostáticas. Algunas sustancias con enlaces covalentes polares no conducen la corriente eléctrica mientras se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso. Pero si se forma una solución acuosa, disolviéndolas en agua, conducen la corriente eléctrica, lo que indica que se han formado iones.
Referencias bibliográficas
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Acido_base.htm
- Knuni ︠ a ︡ nt ︠ s ︡, Gl. red. I. L. (1990). Khimicheskai ︠ a ︡ ENT ︠ s ︡ iklopedii ︠ a ︡. Moscú: Sovetskai ︠ a ︡ ENT ︠ s ︡ iklopedii ︠ a ︡. ISBN 5-85270-035-5. Parámetro desconocido
|lengua=ignorado (ayuda) - ↑ Wasserscheid P., Keim W. (2000). «Ionic Liquids-New "Solutions" for Transition Metal Catalysis». Angew. Chem. Int. Ed 39. doi:. PMID 11091453.
- ↑ Martínez Lorenzo, Antonio (1997). Formulación química IUPAC. Editorial Bruño. ISBN 84-216-0874-6.
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