Acidos y Bases

 

¿Qué es un ácido y una base? La palabra ácido deriva de la palabra latina ‘ácidos’ o ‘acere’, que significa ’ácido’. Un

ácido es la sustancia química que acepta electrones y dona iones de hidrógeno o ácido es protones. La mayoría de los ácidos que contienen conti enen átomos enlazados con hidrógeno hid rógeno se disocian para dar catión y anión en el agua. La acidez se mide por la presencia de algunos iones de hidrógeno, de modo que cuanto mayor es la concentración de iones de hidrógeno, mayor es la acidez y menor m enor es el pH de las soluciones. Se mide en una escala entre 1-7 (7 es neutro) en la escala del pH- metro.

Algunos ácidos son fuertes y otros débiles. Los ácidos fuertes son aquellos que se disocian completamente en el agua, por ejemplo, el ácido clorhídrico, clorhí drico, que se disocia completamente en iones cuando se disuelve en agua. Tales ácidos que se disocian parcialmente en el agua y por lo tanto la solución contiene agua, ácido e iones se denominan ácidos débiles, por ejemplo, ácido acético. Los ácidos se definen principalmente de muchas maneras, pero el ácido Arrhenius o Bronsted-Lowry es aceptable. Aunque el ácido de Lewis se denomina «ácido de Lewis», ya que estas definiciones no incluyen el mismo conjunto de moléculas. Concepto Arrhenius – Puede definirse como la sustancia que, cuando se añade al agua, aumenta la concentración de iones de hidrógeno (H+) y se denomina ácido. Bronsted-Lowry Concept – En esto, se dice que el ácido es el donante de protones. Esta teoría define las sustancias, sin disolverse en el agua, agu a, por lo que es ampli ampliamente amente utilizada y aceptada.

 

Ácido de Lewis – Hay ciertos compuestos que no contienen átomo de hidrógeno, pero califican como ácido como trifluoruro de boro, tricloruro de aluminio. Así que tal compuesto que acepta el par de electrones para formar un enlace covalente se llama ácido de Lewis. Importancia de los ácidos Los ácidos nucleicos biológicos como el ADN (ácidos desoxirribonucleicos) y el ARN (ácidos ribonucleicos) contienen la información genética y otros son material hereditario que se transfiere de una generación a otra. Incluso los aminoácidos son de gran importancia ya que ayudan en la producción de proteínas. Los ácidos ácid os grasos y sus derivados son los grupos de ácidos carboxílicos que también desempeñan un papel importante. Incluso los ácidos clorhídricos, que es la parte del ácido gástrico secretada en el estómago de los animales, ayuda a hidrolizar proteínas y polisacáridos. Los ácidos también son útiles al actuar en mecanismos de defensa como en las hormigas que producen ácido fórmico, mientras que los l os pulpos producen un ácido negro llamado melanina. Otros ácidos como el ácido láctico, el vinagre, el ácido sulfúrico, el ácido cítrico se encuentran en la naturaleza y son conocidos por sus diferentes e importantes usos. ¿Qué es una base en química? Las bases donan electrones y aceptan iones de hidrógeno hi drógeno o protones. Se puede decir que las bases son el producto químico justo opuesto al ácido, ya que en el agua la función de la base es reducir la concentración del ion hidronio (H 3O+), mientras que el ácido actúa aumentando la concentración. Aunque se ve que algunos ácidos fuertes también sirven como bases. Las bases se miden entre el rango de 7-14 en la escala de pH-metro. Sin embargo, hay mucha confusión entre las bases y los álcalis. Muchas bases no se disuelven en agua, pero si una base se disuelve en agua, se llama un álcali. Cuando en una solución acuosa una base reacciona con un ácido y la solución se vuelve neutra, se llama reacción de neutralización. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es una base, así como un álcali, ya que neutraliza los ácidos en cualquier reacción ácido-base; en segundo lugar, es soluble en agua. Por otro lado, el óxido de cobre es una base, pero no un álcali, ya que neutraliza el ácido en solución acuosa pero no se disuelve en agua.

 

Una base fuerte es un compuesto químico que se desprotoniza o elimina un protón (H+) de una molécula de un ácido muy débil en una reacción ácido-básica. Hidróxidos de metales alcalinos y metales alcalinotérreos como el hidróxido de sodio y el hidróxido de calcio respectivamente son los ejemplos de la base fuerte. La base débil es la sustancia que no se ioniza completamente en una solución acuosa, o su protónia es incompleta. Concepto Arrhenius – La sustancia que produce iones de hidróxido (OH-) en una solución acuosa se denomina base. Por ejemplo, el hidróxido de sodio (NaOH) se disocia en el agua y da iones Na + y OH-. Sustancias como el LiOH, Ba(OH)2, NaOH pueden decirse como base de Arrhenius. Pero esta teoría se limitaba a las sustancias que contienen hidróxido en su fórmula y sólo era aplicable en las soluciones acuosas. Debido a esto otro concepto llamado como la teoría de Bronsted-Lowry entró en existencia. Concepto Bronsted-Lowry – De acuerdo con esta teoría, una sustancia que puede aceptar iones de hidrógeno (H+) o protones es conocida como la base. Concepto Bronsted-Lowry – De acuerdo con esta teoría, una sustancia que puede aceptar iones de hidrógeno (H+) o protones es conocida como la base. Lewis Base –  Uno de los conceptos más ampliamente aceptados, después del concepto Bronsted-Lowry de ácidos y bases. Un átomo, una molécula o un ion con un solo par de electrones puede decirse como base de Lewis, L ewis, ya que estas bases son Nucleófilos. Significa que con la ayuda de una pareja solitaria atacan la carga po positiva sitiva de la molécula. NH3 es una u na base de Lewis. En otras palabras, podemos decir qu quee una sustancia como el ion OH, que puede donar un par de electrones no enlazados, se dice que es la base de Lewis o donante de pares de electrones. Importancia de las bases Las bases (hidróxido de sodio) se utilizan en la fabricación de papel, jabón y la fibra llamada rayón. El hidróxido de calcio se utiliza como polvo blanqueador. Hidróxido de magnesio utilizado como ’antiácido’ que se utiliza en el momento de la indigestión y para reducir el efecto del acceso al estómago producido. Bases como el carbonato de sodio se utiliza como sosa para lavar y para ablandar el agua dura. El hidrógeno sódico también se utiliza en preparaciones de polvos de hornear, como bicarbonato de sodio, y también en el extintor de incendios. Las sustancias anfotéricas son aquellas que tienen las características de un ácido y una base; incluso son capaces de aceptar y donar un protón, como el agua.

 

Características de ácidos y bases Características de los ácidos  

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Corrosivo («quema» la piel). Tiene un pH inferior a 7. Convierte papel tornasolpara azul producir en rojo. gas hidrógeno. Reaccionaelcon los metales Reacciona con bases para producir sal y agua. Reacciona con los carbonatos para formar dióxido de carbono, agua y sal. Sabor agrio. Disociar los iones de hidrógeno (H+) cuando se disuelven en agua.

Características de las bases  

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Corrosivo («quema» la piel). Tiene un pH superior a 7.

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Convierte rojo enalazul. Sensación eldepapel jabóntornasol o resbaladiza tacto. Reacciona con ácidos para producir sal y agua. Muchas bases solubles contienen iones de hidroxilo hi droxilo (OH-).

Diferencias clave entre el ácido y la base A continuación, se presentan los puntos importantes que diferencian los ácidos de los de base: 1.  Según el concepto de Arrhenius: El Arrhenius: El ácido es la sustancia cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de H + ion, mientras que la base es la sustancia cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones OH-  2.  Por otro lado, el concepto Bronsted-Lowry  Bronsted-Lowry  dice que los ácidos son los donantes de protones, mientras que la base es el aceptador de protones. 3.  La teoría de Lewis los Lewis los explica como aquellas especies que aceptan el par de electrones (un electrófilo) y que tendrán órbitas vacías son conocidas como ácido de Lewis, mientras que las especies que donan el par de un u n electrón (un nucleófilo) y que tendrán un par de electrones solitarios son conocidas como base de Lewis. 4.  La fórmula química del ácido  ácido  comienza con H, por ejemplo, HCl (ácido clorhídrico), H3BO3  (ácido bórico), CH2O3  (ácido carbónico). Aunque CH3COOOH (ácido acético) es una excepción, mientras que los compuestos cuya fórmula química termina con OH, por ejemplo, KOH (Potasio

 

La escala de pH (concentración de iones de hidrógeno en una solución) es inferior a siete, mientras que en la base es superior a siete. 5.  Los ácidos son ácidos, ácidos, dan sensación de ardor, generalmente pegajosos, reaccionan con los metales para producir gas hidrógeno. Aunque las bases son opuestas, ya que son amargas, generalmente inodoras (excepto el amoníaco), son resbaladizas; las bases reaccionan con las grasas g rasas y los aceites. 6.  En la fenolftaleína, los fenolftaleína, los ácidos indicadores permanecen incoloros, y la base da el color rosado. Aunque en el papel de prueba de tornasol los ácidos convierten el papel de tornasol azul en rojo y el papel de tornasol rojo en azul. 7.  La fuerza de los ácidos depende de la concentración de los iones de hidronio,, mientras que la fuerza depende de la concentración de los iones de hidronio hidróxido. 8.  Los ácidos se disocian para dar iones de hidrógeno libres (H+) libres  (H+) cuando se mezclan con agua, mientras que las bases se disocian para dar iones de hidróxido libres (OH-) cuando se mezclan con agua. 9.  Algunos ejemplos de ácidos son el son el ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4), el ácido nítrico (HNO3) y el ácido carbónico (H2CO3). Los ejemplos de bases son hidróxido son hidróxido de amonio (NH4OH), hidróxido de calcio (Ca(OH)2), hidróxido de sodio (NaOH). 10.  Reglas de Disociación: ¿Qué son, ¿cómo se utilizan y para qué sirven? La disociación en química es un proceso en el cual la lass moléculas se separan produciendo iones. Pero, ¿cómo sabemos cómo se disocian las moléculas? Siguiendo estas sencillas Reglas de Disociación en Química. Aplicándolas para los distintos tipos de compuestos, obtendrás las disociaciones correctas. Debes tenerlas a mano y comenzar a practicar para poder comprenderlas y memorizarlas. Cuántos más practiques más fácil te resultará! Para poder balancear Reacciones balancear Reacciones REDOX deberás saberlas! 1- Los óxidos, anhídridos y peróxidos NO se disocian, disocian, es decir, que los dejamos escritos tal cual están: Por ejemplo, Li2O; Cl2O7; H2O2

 

2- Los elementos en su estado fundamental NO se disocian. disocian. Por ejemplo: I2; Cl2; S 3- Los Hidruros Metálicos se disocian. disocian. La carga con la que queda cada átomo al disociarse corresponde a su número su número de oxidación en la molécula del Hidruro. Por ejemplo: FeH3 ---------------> Fe3+ + 3H+ 4- Los Hidruros no Metálicos se disocian. La disocian. La carga con la que queda cada átomo al disociarse corresponde a su número su número de oxidación en la molécula del Hidruro. Por ejemplo: H2S --------------> ------------- -> S2- + 2H+ 5- Las Sales Binarias se disocian.  disocian. La carga con la que queda cada átomo al disociarse corresponde a su número de oxidación en la molécula de la Sal. Por ejemplo: Fe2S3 ---------------------------------> ----> 2Fe3+ + 3S26- Los Oxoácidos se disocian. La disocian. La carga del átomo de Hidrógeno (H) al disociarse corresponde a su  su número de oxidación  oxidación  en la molécula de la Sal, es decir, siempre será +1. La del ion porque Oxígeno y el Noel Metal es laejemplo: sumatoria de los números decarga oxidación deformado los átomos componen ion. Por H2SO4 --------------------> ------------------> 2H+ + SO427- Las Sales neutras se disocian.  disocian.  La carga del átomo del Metal al disociarse corresponde a su número su número de oxidación en la molécula de la Sal. La carga del ion formado por Oxígeno y el No Metal es la sumatoria de los nnúmeros úmeros de oxidación de los átomos que componen el ion. Por ejemplo: Fe2(SO4)3 ------------------> 2Fe3+ + 3SO428- Las Sales Ácidas se disocian. disocian. La carga del Metal al disociarse corresponde a su número de oxidación en la molécula de la Sal. La carga del ion formado por Hidrógeno, No metal y Oxígeno es la sumatoria de los números de oxidación de los átomos que componen el ion. Por ejemplo: Fe(HSO4)3 -----------------------> ------------> Fe3+ + 3HSO4 9- Los Hidróxidos se disocian.  disocian. La carga del áto átomo mo del Metal al disociarse corresponde a su  su número de oxidación  oxidación en la molécula del Hidróxido. La carga del ión OH- es la sumatoria de los números de oxidación de llos os átomos que componen el ion, por lo que siempre es -1. Por ejemplo: Fe(OH)3 ------------------------> Fe3+ + 3OH-

 

Escala de Pauling de Electronegatividad. La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, electrones,   cuando forma un enlace un enlace químico en una molécula. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. La electronegatividad un átomo determinado está afectadadefundamentalmente por dos magnitudes: su masa sude masa atómica y la distancia promedio los electrones los electrones de valencia con respecto al al núcleo  núcleo atómico. Esta atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.  valencia.  La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía la energía de ionización,  ionización,  pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares. Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

 

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional número  adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,65 para el elemento menos electronegativo (francio) y 4,0 para el mayor (flúor) La escala de Pauling de Pauling es una clasificación de la electronegatividad la electronegatividad de los átomos. los átomos. En  En ella el índice del elemento más electronegativo, el flúor, flúor,   es 4.0. El valor correspondiente al menos electronegativo, el francio, el francio, es  es 0.7. A los demás átomos se les han asignado valores intermedios. Globalmente puede decirse que en la tabla periódica de los elementos la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla, o sea, los más cercanos al Flúor (F).

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los l os átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades (∆x) Δ χ { \displaystyle  \displaystyle \scriptstyle \Delta  \chi } de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling: Covalente no polar: 0 ≤ ∆x ≤ 0.4 Covalente no polar: 0.5 ≤ ∆x ≤ 1.6 Iónico: 1.7 ≤ ∆x ≤ 4.0

 

Reacciones de Oxido-Reducción. Son reacciones químicas importantes que están presentes en nuestro entorno. La mayoría de ellas nos sirven para generar energía. Todas las reacciones de combustión son de óxido reducción. Este tipo de reacciones se efectúan, cuando se quema la gasolina al accionar el motor de un automóvil, en la incineración de residuos sólidos, farmacéuticos y hospitalarios; así como, en la descomposición de sustancias orgánicas de los tiraderos a cielo abierto, los cuales generan metano que al estar en contacto con el oxígeno de la atmósfera se produce la combustión. Una reacción de óxido reducción se da con la pérdida o ganancia de electrones, lo cual incluye: cualquier reacción inorgánica (oxidación o reducción de metales) u orgánica (combustión de combustible ya sea gasolina, madera, carbón) e incluso en seres vivos, la reacción óxido reducción se manifiesta en el metabolismo que es el consumo y transformación de alimentos en energía. Cuando en una reacción sucede un intercambio de electrones entre especies participantes, por lo general se le llama reacciones redox. Para comprender esto, es necesario conocer: 1.- Agente Reductor Un agente reductor es aquel que cede electrones cede  electrones a un un agente  agente oxidante. oxidante. Existe  Existe una reacción química conocida como reacción de de reducción-oxidación,  reducción-oxidación, en  en la que se da una transferencia de electrones. Así mismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus minerales sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Una reacción de reducción-oxidación consiste en dos semirreacciones: una semirreacción implica la pérdida de electrones de un compuesto, en este caso el compuesto se oxida; mientras que en la otra semirreacción el compuesto se reduce, es decir gana los electrones. Uno actúa como oxidante y el otro como reductor. Como ejemplos tenemos:  

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Carbón Monóxido de carbono Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre el azufre y el el fósforo  fósforo Sustancias que contienen celulosa, contienen celulosa, tales  tales como maderas, textiles, etc. Muchos metales como aluminio, como aluminio, magnesio,  magnesio, titanio,  titanio, circonio  circonio Los metales alcalinos como el sodio, el sodio, potasio,  potasio, etc.  etc.

 

 

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Los hidruros Los hidruros Los azúcares Los  azúcares reductores

2.- Agente oxidante Un agente oxidante o comburente es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o de reducción-oxidación.  reducción-oxidación.  En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce. Básicamente:  

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El oxidante se reduce, gana electrones. gana electrones.   El reductor se oxida, pierde electrones. Todos los componentes de la reacción tienen un estado un estado de oxidación.  oxidación.  En estas reacciones se da un intercambio de electrones.

La formación del óxido de hierro es una clásica reacción clásica reacción redox:  redox:  En la ecuación anterior, el átomo el átomo de de hierro  hierro (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El átomo de oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:

1.  Semirreacción de oxidación: 2.  Semirreacción de reducción: El hierro (II) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del metal. 3.- Estado de Oxidación Seguro que recuerdas que cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los enlaces iónicos, parcialmente en los enlaces covalentes) con respecto al átomo aislado. El número que indica este estado se llama número de oxidación (estado de oxidación o índice de oxidación) del elemento en dicho compuesto.

 

El número de oxidación se puede definir como la carga eléctrica formal (es decir, que puede no ser real) que se asigna a un átomo en un compuesto. Su asignación se hace teniendo en cuenta que el número de oxidación de:          

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un elemento libre (H2, I2, Al, P4, S8) es cero. un ión monoatómico (Cl-, Na+, Al3+, S2-) es igual a la carga del ión. los metales alcalinos son +1 y de los metales alcalinotérreos es +2. los halógenos en los haluros son -1. el hidrógeno en la mayoría de los compuestos (H2O, Ca (OH)2, H2SO4) es +1, excepto en los hidruros metálicos (NaH, CaH2), en los que es -1. el oxígeno en la mayoría de los compuestos (H2O, HNO3, CO2) es -2, excepto en los peróxidos (H2O2), en los que es -1.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos debe ser:    

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cero en una sustancia neutra (MnO2, HNO2, K2Cr2O7). igual a la carga del ion en un ion poliatómico (SO32-, NH4+).

Estas reglas no son del todo arbitrarias. Están basadas en la suposición de que un enlace polar se puede extrapolar a un enlace iónico. Con esta idea, se supone que en los compuestos con enlaces covalentes los electrones de enlace pertenecen formalmente al átomo más electronegativo (lo que no es real). En el caso de sustancias simples moleculares (Cl2, O2), como los átomos tienen la misma electronegativi electronegatividad dad la carga formal de cada uno debe ser cero. En la tabla tienes los números de oxidación más habituales de los elementos. Están relacionados con su situación en la tabla periódica y con las características de los enlaces que forman: por ejemplo, en los alcalinotérreos -grupo 2- es +2 porque como tienen dos electrones en la capa más externa tienen tendencia a perderlos para alcanzar la estructura de gas noble.

 

Números de oxidación de los elementos químicos más comunes. comunes.   METALES   METALES

NO METALES  METALES 

Hidrógeno H

+1

Hidrógeno

H

-1

Litio

Li

+1

Flúor

F

-1

Sodio

Na

+1

Cloro

Cl -1 +1 +3 +5 +7

Potasio

K

+1

Bromo

Br -1 +1 +3 +5 +7

Plata

Ag

+1

Yodo

I

Rubidio

Rb

+1

Astato

As -1 +1 +3 +5 +7

Cesio

Cs

+1

Oxigeno

O

-2

Francio

Fr

+1

Azufre

S

-2 +2+4+6

Calcio

Ca

+2

Selenio

Se

-2 +2+4+6

Bario

Ba

+2

Teluro

Te

-2 +2+4+6

Radio

Ra

+2

Nitrógeno

N

-3 +2 +3 +4 +5

Estroncio

Sr

+2

Fosforo

P

-3 +3 +5

Magnesio

Mg

+2

Arsénico

As

-3 +3 +5

Zinc

Zn

+2

Antimonio

Berilio

Be

+2

Boro

B

+3

Aluminio

Al

+3

Carbono

C

+2 +4

Actinio

Ac

+3

Silicio

Si

+2 +4

Galio

Ga

+3

Bismuto

Bi

+3 + 5

Indio

In

+3

Titanio

Ti

+2 +3 +6

Escandio

Sc

+3

Cobre

Cu

+1 +2

Mercurio

Hg

+1 +2

-1 +1 +3 +5 +7

Sb

-3 +3 +5

 

Cadmio

Cd

+1 +2

Oro

Au

+1 +3

Hierro

Fe

+2 +3

Cobalto

Co

+2 +3

Níquel

Ni

+2 +3

Estaño

Sn

+2 +4

Plomo

Pb

+2 +4

Platino

Pt

+2 +4

Manganeso +6 +7

Ejemplos:

Mn +2 +3+4