UNIDAD 3
SISTEMAS EN EQUILIBRIO
Introducción
Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: “¿Qué
es un ácido?” No fue sino hasta 100 años más tarde que se tuvo una buena
respuesta y esto es gracias a tres químicos que se dedicaban a la búsqueda una
mejor contribución a la ciencia. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes
Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis contribuyeron enormemente
en lo que es la teoría de los ácidos y bases en las cuales a través del tiempo
se han dado cuenta de muchas cosas, gracias a los experimentos de laboratorios
que hacían con la ayuda de un papel llamado papel tornasol.
Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la
característica de permitir el paso de la corriente eléctrica con mayor o menor
facilidad.
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August
Arrhenius
Él definió los ácidos
como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua
producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la
existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una
sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La
reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La
primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que
contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo.
La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas,
cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en
ausencia de agua.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los
ácidos son en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son
compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases
(álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las
bases son compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las
definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se
trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
·
Los
ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
·
Las
bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted -
Lowry
·
Un
ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion
hidrógeno, H+
·
Una
base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno,
H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero
ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base
en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua
cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amino:
NH3 + base NH2-
+ base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a
entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al
igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base
se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación
química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido
(2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base
(2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base
(1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido
(2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a
derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la
que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte
en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion
hidronio:
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al
ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado
de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido
débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O
H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O
es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La
teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con
bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más
fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor
tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base
más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+
+ OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert
Newton Lewis
Las definiciones para ácidos y bases son:
·
Un
ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par
electrónico.
·
Un
ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las
teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la
teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de
Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de
Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un
ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis
expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una
importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius
o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones
en solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
·
El
ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo
hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
·
En
la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido
clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius
son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras
bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el
receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l)
H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
·
El
amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones
al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3 H3N-BF3
Conclusiones
Hoy en día hay varias teorías acerca de los ácidos y las
bases las cuales difieren ligeramente entre sí pero nos damos cuenta que tienen
mucho que ver una con la otra. Por ejemplo, la teoría de Lewis tiene mucho que
ver con la de Arrhenius la cual dice que un ácido es aquella sustancia que
aporta iones de hidrógeno en solución acuosa y que base es aquella sustancia
que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa.
La teoría de Bronsted - Lowry por otra parte dice que Un
ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion
hidrógeno, H+ y que una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues
acepta un ion hidrógeno, H+.
GUIA DE EJERCICIOS
1.- Escribir la fórmula de la base o del ácido conjugado de
las siguientes especies, según corresponda:
a) HAc b) NH4+ c) CO32- d) HS-
2.- Identificar los pares ácido/base conjugados en cada una
de las siguientes ecuaciones
a) HCN + H2O
CN-
+ H3O+b) HS-
+ H2O S2-
+ H3O+
3.- Calcular el PH de las siguientes soluciones:
a) Jugo gástrico, concentración de protones 0,00398 M
b) agua de mar, concentración de protones 3,16 x 10 .9 M
c) jugo de limón, concentración de protones 1,58 x 10 -12 M
Cual de estas soluciones es la más básica.
4) Se dispone de una solución de LiOH cuya concentración de
protones es 3,16x10 -12
M .
a) Escribir las fórmulas de todas las especies presentes en
solución.
b) Calcular el PH de la solución.
c) Calcular la concentración molar de Li+
5) Se desea preparar una solución de Ca(OH)2 de PH= 13.
a) Calcular la masa de base que debe disolverse.
b) Comparar la basicidad de esta solución con la de 4 litros de solución de
NaOH que tienen la misma concentración de iones hidrógeno.
6) se disulven 23,5 gr de ácido nitroso en agua hasta
obtener 500 ml de solución. La concentración de ácido en el equilibrio es de
9,31x10-2M, calcular el valor de la Ka de dicho ácido y el PH de la
solución.
7) Calcular la masa de ácido benzoico ( C6H5COOH) que debe
disolverse en agua para obtener 200 ml de una solución de PH= 2,60
8) Una solución de etilamina tiene el mismo PH que una
solución de NaOH 0,012M. Calcular la molaridad de la solución de etilamina.
