ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN ARRHENIUS

ÁCIDOS SEGÚN ARRHENIUS	BASES SEGÚN ARRHENIUS
Produce iones de hidrógeno	Produce iones de hidroxilo.
Tiene sabor agrio.	Tiene sabor amargo.
Se torna color rojo el papel tornasol	Se torna color azul en papel tornasol.

Un ácido y una base se juntan y forman una sal y agua, esta reacción se llama NEUTRALIZACIÓN.
El tornasol es una sustancua que se extrae de un líquen, el cual sirve como un indicador cualitativo del pH.

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH.

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H₂O(liq)

Para aclarar mejor este tema de los ácidos y bases de Arrhenius mostramos el siguiente video.

https://www.youtube.com/watch?v=hGe1GQypwhE

Llegamos a las siguientes conclusiones:

-- Al contacto del papel tornasol con un ácido, podemos notar que su color se vuelve rojo, esto es a causa del ácido de las sustancias por ejemplo: el lavador 100 que contiene (ácido clorhídrico), el limón que es un ácido natural y el café que el levemente un ácido.

-- Podemos observar una reacción similar, del papel tornasol al contacto con una base, este se vuelve color azul, podemos encontrarlo en: el sello rojo que contiene (hidróxido de sodio)

-- La unión de lavador 100 (ácido clorhídrico) más el sello rojo (hidróxido de sodio) dan como resultado el cloruro de sodio que es una sal más agua, esta es una reacción exotérmica que libera reacción hacia afuera de forma inmediata.

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN BRONSTED Y LOWRY

Un ácido es un sustancia donadora de protones, y una base es una sustancia receptora de protones, es una sustancia ANFIPRÓTICA es decir que pueden actuar como un ácido o como una base.

Los ácidos y bases se basan en una reacción, en donde la sustancia dona el protón es un ácido y aquella que lo recibe es una base.

ÁCIDOS Y BASES SEGÚN LEWIS

Un ácido es una sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones, en tanto que una base es aquella que comparte un plan de electrones.

Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo.

Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.  (H⁺)

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH^-)

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios.  La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.

Para entender mejor el tema de ácidos y bases presentamos el siguiente video:

https://www.youtube.com/watch?v=T9vtcpj8oNY&list=LLxTStIQTdhKW5DPViGcPE-w

Conclusiones del video:

Reacción de aluminio + ácido clorhídrico.

Forman un hidrógeno en la superficie y en el precipitado cloruro de aluminio.

Reacción del carbonato:

La sustancia efervesce y sube lentamente a la superficie  formando en el precipitado  cloruro de calcio y en la superficie CO₂ y agua.

Carbonato de sodio + ácido clorhídrico:

La sustancia efervesce  y forma CO₂  + cloruro de sodio y agua.

Reacción de una base + aluminio + hidróxido de sodio y agua:

Forman hidróxidos doble de aluminio y sodio, la sustancia efervesce, se calienta y se expira un olor desagradable.

TIPOS DE ÁCIDOS 

Los ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes hidrógeno.

Dependiendo de la cantidad de iones de hidronio que un ácido puede donar, los ácidos pueden ser monopróticos (1 ion), dipróticos (2 iones) polipróticos (mas de 2 iones)

Los ácidos orgánicos se caracterizan por la presencia del grupo carboxilo -COOH y el protón que son capaces de ceder es aquel que está unido a un átomo de oxígeno.

ÁCIDOS Y BASES, FUERTES Y DÉBILES

La capacidad de ionizarse (separse) son catalogadas como fuertes y débiles-

Los ácidos fuertes se ionizan casi totalmente en agua, y donan sus protones.

Los ácidos débiles se ionizan parcialmente o en poca proporción.

El ácido clohídrico es un ácido débil obteniendo iones hidronio e iones de cloruro.

El ácido etanoico es un ácido débil, cuando está disuelto en agua produce pocos iones de hidronio e iones acetato. Se encuentran en equilibrio, hay una mayor proporción de moléculas de ácido etanoico. 

Aquí algunos ejemplos de ácidos y bases fuertes.

REACCIONES DE LOS ÁCIDOS

Reaccionan con ácidos desprendiendo gas hidrógeno y formando una sal. Esto se utiliza en la obtención y tratamiento de los metales, también en la producción  de aleaciones para evitar reacciones de corrosión.

Reacción con carbonatos y bicarbonatos: Los ácidos en solución acuosa reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos desprendiendo CO₂  gaseoso, formando una sal y agua.

REACCIONES DE LAS BASES

Reacción con obtención de amoniaco a partir de sales de amonio: Cuando los hidróxidos alcalinos se combinan con sales de amonio, se desprende amoniaco en forma de gas, lo cual es soluble en agua.

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

Es la reacción más importante de bases y ácidos es la que cuando se combinan estas dos sustancias entre sí se llama NEUTRALIZACIÓN y los productos que se forman con sal y agua.

HCl (ac) + NaOH (ac) --- > NaCl+H₂O

El ácido clohídrico como el hidróxido de sodio son un ácido y una base fuertes, donde se ionizan casi completamente en agua.

H⁺(ac)+ Cl^-(ac)+Na⁺(ac)+(OH)^-(ac) --- > Na⁺(ac) )+ Cl^-(ac)+H₂O

La sal que se forma es el cloruro de sodio, la sal recibe su nombre a partir del ácido y la base donde se forma.

Terminación del ácido	Terminación de la sal
oso	ito
Ico	ato
hídrio	uro

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES

La fuerza de los ácidos y bases débiles dependen de la mayor o menos tendencia para que ceda o acepte iones H⁺

Los valores de Ka y Kb >> (próxima) a 1 indican concentraciones iónicas grandes y valores << (alejada) a 1 indican poca disociación. Los ácidos y bases fuertes se consideran están disociados totalmente por lo que sus valores de Ka y Kb son muy grandes 

Ph (Potencial Hidrógeno)

El pH se define como negativo de logaritmos de la concentración de iones de hidronio.

ph= -log [H₃O⁺]

Si tenemos una concentración de iones hidronio de 1 x 10^-3

pH= -log [1 X 10^-3]

pH= 3

ESCALA DEL pH

pOH

El pOH se define en forma similar que el pH, pero referido a la concentración de iones de hidroxilo.

pOH= -log [OH]^-

SALES

PROPIEDADES DE LAS SALES

Las sales son compuestos sólidos, compuestos por enlaces iónicos, formas cristales y muchos se solubilizan constituyendo iones.

Características:
- Alto punto de fusión
- Baja dureza
-  Poco compresibles

Elasticidad: se denomina elasticidad cuando un cuerpo vuelve a su estado normal.

Plasticidad: deformaciones que sufren los cuerpos y no regresan a su estado inicial.

Dureza: capacidad que tienen los cuerpos para soportar.

Clasificación:

Sales binarias: Cloruro de hierro

Sales oxácidas: Hipoclorito de sodio

Sales dobles: Carbonato de litio y potasio

Sales ácidas: Carbonato de sodio o bicarbonato.

Aplicaciones:

 - Agricultura

 -Ganadería

 - Medicina 

 -Industria de alimentos.

ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS

EJEMPLOS:

Electrolitos:                                                 No Electrolitos: 
-  Ácido nítrico                                                - Alcoholes
- Cloruro de sodio                                         - Azúcar
- Hidróxido de sodio                                     - Parafina
- Cloruro de potasio                                      - Yodo
- Ácido perclórico

CONDUCTIVIDAD

Es la medida de la capacidad que tiene una sustancia para dejar pasar la corriente eléctrica y esta relaciona con la capacidad de sales presentes en la solución.

A mayor cantidad de sales, mayor es su conductividad.

Parámetros:

-      -Estructura atómica                                       Ácido: HCl(ac)  -->H⁺ + Cl^-

-      -Temperatura                                                 Base: NaOH(ac)  --> Na⁺ + Cl^-

-      -Concentración                                              Sal: NaCl(ac)  --> Na⁺ + Cl^-

La conductividad se mide en una unidad llamada siemes por metro (^s/_m) , también se expresan los resultados en ^µS/ _cm.

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES

Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles, dependiendo del grado de ionización de las sustancias disueltas en agua.

                                   Sales alcalinas

                                   Ácido fuerte

Fuertes                     Base fuerte

                                   Disociación en gran cantidad

                                   Ácido débil

Débiles                     Base débil

                                   Se disocian en menor cantidad

Los ácidos fuertes, bases fuertes y sales iónicas de metales alcalinos son considerados electrolitos fuertes:

KNO₃(ac)  ----->  k⁺ +(NO₃) ^–

Los electrolitos débiles son aquellas sustancias que se disocian de manera reversible.

Mg(OH)(ac)  ------->Mg⁺ + (OH)^-

El conductímetro es el instrumento que se

Utiliza para determinar la conductividad.

EL AGUA

IONIZACIÓN DEL AGUA

El agua es un compuesto covalente polar formado por moléculas y se le considera un electrolito débil porque tiene la capacidad de autoionizarse ligeramente en iones de hidronio e iones hidroxilo.

El agua es un compuesto anfiprótico. El agua puede actuar como un ácido cuando dona un protón y como una base cuando recibe un protón.

Cuando un mol de agua pura sufre este proceso a 25^OC la concentración de iones de hidroneo e hidroxilo es igual y corresponden a 1 x 10^-7M. Los corchetes ( [ ]) la concentración de moles por litro.

NOTA:

-   -Si aumenta la concentración de iones hidronio disminuye la concentración de iones hidroxilo.

AGUA, EL SOLVENTE MAS COMÚN

El agua es un líquido polar que disuelve con facilidad los compuestos iónicos, debido a que tienen la capacidad de atraer los iones lejos de la red cristalina. Es considerada el solvente universal.

Propiedades del agua:

Viscosidad                                   0.89 centipoise a 25 °C

Presión de vapor                         4.6 mm Hg a 4 °C

Densidad                                      1.0 g/cm³ a 4 °C

Punto de ebullición                       100 °C a 1 atm. de presión

Punto de fusión                             0.0 °C

Características del soluto y del solvente: El tamaño de la partícula del soluto no puede ser mayor a 1.0nm y su masa molecular debe ser baja.

Cuando las partículas son más grandes, se forman suspensiones, las cuales son mezclas heterogéneas.

Disolución: La cantidad del soluto que se puede disolver en un solvente depende de la solubilidad de la sustancia. La solubilidad es la cantidad mñaxima de soluto que se puede disolver en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica.

·         Solución insaturada                 Soluto<Solvente        -- Solubilidad grande

·         Solución saturada                    Soluto~Solvente        -- Solubilidad próxima a desaparecer

·         Solucion sobresaturada          Soluto>Solvente       -- No hay solubilidad

Solubilidad: Es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad solvente a una temperatura.

Fluidos miscibles: Se puede mezclar un soluto y solvente.

Fluidos inmiscibles: No se puede mezclar.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Su función es mantener  constante el pH a pesar de la adición de pequeñas cantidades de ácidos y bases.  La capacidad amortiguadora de una solución buffer no es infinita, por lo que la adición de ácido o base es muy grande,  el  pH es inevitable variable. 

Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:

- Un ácido débil y una sal del mismo acido con una base fuerte. Ejemplo: (Ácido acético y acetato sódico).
- Una base débil y una sal de esta base con un ácido fuerte. Ejemplo: (Amoniaco y cloruro amoniaco).

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASES

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASES

- Se basa en la idealización de una mezcla de gas que realizan algunas consideraciones para facilitar sus análisis.
- El gas, compuesto por moléculas idénticas y esféricas que se están moviendo aleatoriamente con distintas velocidades.
- Se mueven con velocidad constante entre colisiones, la ausencia de fuerzas entre moléculas (siempre y cuando el gas no sea comprimido).
- Las moléculas de gas son pequeñas, su volumen conjunto es insignificante en comparación con el volumen que ocupa el gas.
- No se pierde energía durante las colisiones, lo que implica que  las colisiones son  elásticas.
- Las moléculas obedecen las leyes de Newton en su comportamiento.  
-La presión esta definida como el resultado de aplicar una fuerza F sobre un área determinada A.

-     P= F/A
     -Las unidades de presión en el sistema internacional vienen dadas por el arreglo  N/M (2) que en conjunto se denominan pascales (Pa)
     -Se ha establecido que el número de moléculas existentes en un mol de gas es 6.02x10 a la 23, valor que se conoce con el nombre de número de AVOGRADO.

LEY DE LOS GASES

LEY DE LOS GASES

Tanto la presión como el volumen y la temperatura definen el estado de un gas de tal forma que si una de las variables cambia, el estado del gas también lo hace porque las dos restantes se modifican inevitablemente.

LEY DE BOYLE

Aquí se tiene un proceso isotérmico. Trata de aumentar la presión y observar que el volumen se reduce proporcionalmente. Si es que duplicas la presión observaras que el volumen se reduce a la mitad; si reduces la presión de un gas a la mitad, haremos que el volumen se duplique.

La presión y el volumen son magnitudes inversamente proporcionales,    razón por la que el producto presión- volumen es constante. 

LEY DE CHARLES

Es el proceso isobárico, se mantienen la presión constante. El volumen del gas varía dependiendo del valor de la temperatura.

Si duplicas la temperatura absoluta, el volumen se duplica también que el volumen y la temperatura absoluta son directamente proporcionales, entre ellas se mantengan constantes.

 V/T = CONSTANTE

V1 = V2 T1    T2 LEY DE GAY- LUSSAC Considera constante el volumen del gas durante el proceso, aumenta la temperatura absoluta al doble de su valor original, la presión también se ve duplicada; disminuye la temperatura absoluta a la mitad, la presión se reduce a la mitad de la misma manera.                           LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES Cada uno de los gases que forman parte de una mezcla se comportan de forma independiente; dando origen a esta ley “la presión total de una mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que los gases individuales ejercen”. P TOTAL= P1+P2+P3 +P4+… +PN. Se refiere a la presión parcial de cada uno de los gases al ocupar el volumen de la mezcla. La presión parcial de un gas componente de la mezcla es la presión  que ejercería dicho gas si ocupa todo el volumen de la mezcla. Los gases como el nitrógeno, oxigeno e hidrógeno, están formados por moléculas no polares, lo cual hace  que sean poco solubles en a gua.  En esta técnica, los gases se encuentran húmedos, pues contienen vapor de agua; entonces,  la presión  total en el contenedor será igual a: PRESIÓN TOTAL = PRESIÓN DEL GAS RE COGIDO + PRESIÓN DE VAPOR DE H2O. CONDICIONES INICIALES Y FINALES DE UN GAS La presión, la temperatura y el volumen varían. P1V1  = P2V2      T1            T2    ECUACIÓN GENERAL DE UN GAS Gas ideal: Presión: 1 atm Temperatura: 273oK Volumen: 22.4 litros NO de moles: 1 mol Fórmula:   P.V=n.R.T (La R representa la constante universal de los gases) R= P.V       n.T R= 0.082atm.litros            mol. oK Fórmula del peso molecular: n=  m       PM Densidad: Masa de una sustancia para el volumen de la misma. Si el volumen varía, también la densidad varía inversamente proporcional. S= m       V Ejemplo: m= 10gr v= 50cm3 s= 10gr  = 0.2gr/cm3      50cm3 LEY DE AVOGADRO 1 mol de cualquier gas que se encuentre en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen molar. Según Avogadro: “iguales volúmenes de diferentes gases contienen igual número de partículas a la misma presión y temperatura. El número de moles se relaciona con el volumen. A presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de ese gas. REACCIONES ESTEQUIOMÉTRICAS DE LOS GASES Los reactivos y productos son gases que se encuentran a la misma presión y temperatura.