Ácidos y bases

Química orgánica. Compuestos químicos. Arrhenius. Bronsted-Lowry. Lewis

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Introducción

Como breve introducción en este trabajo trata sobre los ácidos y bases según los distintos tipos de científicos como: Arrhenius, Bronsted-Lowry y G.N. Lewis. Con un poco de historia en el siglo XVII, el escritor inglés y químico amateur  Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características:

Los Ácidos tienen un sabor ácido, corre en el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. 

Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. 

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después

Ácido y Base según Svante Arrhenius

Ácidos y bases

Svante Arrhenius químico sueco quien durante el período de 1883-1887 desarrollo su teoría de la disociación electrolítica propuso que en soluciones acuosas los electrólitos fuertes existen principalmente como partículas cargadas llamadas iones. Estos iones se mueven con relativa libertad en solución y durante la electrólisis. Las conclusiones de Arrhenius se basaron principalmente en sus experimentos sobre el punto de congelación de las soluciones.

Arrhenius entonces definió a los ácidos como sustancias del tipo HX que en solución se disocian produciendo H+ y X-, definiendo a las bases MOH, como sustancias que en solución producen M+ y OH-, y a la neutralización como el resultado de la combinación de esos iones.

Cuando el HCI se disuelve en el agua (aq) sus moléculas se disocian en la forma:

HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq)

Este mismo comportamiento puede aplicarse a los ácidos típicos:

y extenderse a otros ácidos.

De acuerdo con su idea de disociación iónica, la existencia en todos los casos de iones H+ libres en la disolución, llevó a Arrhenius a postular que el carácter ácido está relacionado directamente con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H+. La diferencia en la fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad. Según la teoría de Arrhenius, la relación entre ambos hechos es clara. La reacción de disociación de un ácido en disolución es un caso particular de equilibrio químico. Representando por AH la fórmula de un ácido genérico, la reacción de disociación del ácido se puede escribir, de acuerdo con las ideas de Arrhenius, en la forma:

AH « A-(aq) + H+(aq)

En los ácidos fuertes la reacción estaría desplazada hacia la derecha de modo que abundarían más los iones H+(aq), ya que todo el AH estaría prácticamente disociado. Ello explicaría a la vez el fuerte carácter ácido y su elevada conductividad, debida a la abundancia en la disolución de iones portadores de carga. Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación sería pequeño, es decir, sólo una pequeña fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones, estando el equilibrio desplazado hacia la izquierda.

De acuerdo con las ideas de Arrhenius, un esquema explicativo análogo podría aplicarse a las bases. Los hidróxidos, que eran las bases mejor conocidas, al disolverse en el agua se disociarían en la forma:

KOH ® K+(aq) + (OH)-(aq)

NaOH ® Na+(aq) + (OH)-(aq)

Mg(OH)2 ® Mg+2(aq) + 2(OH)-(aq)

Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH-.

Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre sí y ambas, con el grado de disociación que presenta dicha base en disolución acuosa.

Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas reciben el nombre de lejías.

La Neutralización

Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:

H+(aq) + OH-(aq) H2O

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

Ácido Base Agua Sal

HCl + NaOH H2O + NaCl

HBr + KOH H2O + KBr

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H+ procedentes del ácido serán neutralizados por los OH- procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido.

Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras aproximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aún utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

CONCEPTOS ACTUALES DE ÁCIDO

Limitaciones de las definiciones de Arrhenius

Las definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ion H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ion H+ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H3O+ según la reacción:

H2O + H+ « H3O+

Por ello, cuando se escribe H+(aq), se ha de sobrentender que el ion H+ está hidratado como H3O+. La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H+ es rodeado por cuatro moléculas de agua es, asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta, por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el sistema.

En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH- a la disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH3) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH-. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:

Ácidos y bases

En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos.

En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular.

Ácido y Base según Bronsted-Lowry

Ácidos y bases

En 1884 un químico sueco, las definiciones de Arrhenius de los ácidos y las bases se limitan a las soluciones que se preparan utilizando agua como disolvente. En 1923, Johannes N.Bronsted (1879-1947), químico danés, y Thomas M. Lowry (1874-1936), químico inglés pro-

pusieron en forma independiente definiciones más generales para los ácidos y las

bases. El concepto de Bronsted-Lowry define un ácido como una sustancia que puede

dar o donar un ión de hidrógeno o protón a otra sustancia, y una base como cualquier

sustancia que es capaz de recibir o de aceptar un ion hidrógeno o protón de otra sus-

tancia. En términos sencillos, un ácido es un donador de protones y una base es un re-

ceptor de protones. Cualquier sustancia que es un ácido o base de Arrhenius también

es un ácido o base de Bronsted-Lowry. Sin embargo, las definiciones de Bronsted -

Lowry son válidas sin importar el disolvente que se utilice para preparar la solución de

un ácido o una base. De acuerdo con el concepto Bronsted - Lowry, tanto los iones como las moléculas sin carga pueden ser ácidos o bases.

En las siguientes ecuaciones, las moléculas de HCL y HNO3, se comportan como

ácidos de Bronsted-Lowry donando los protones a una molécula de agua, que actúa como una base cuando acepta un protón.

HCL ( g ) + H2O ( l ) ----------> H3O (ac) + Cl - (ac)

HNO3 ( l ) + H2O ( l ) ----------> H3O + (ac) + NO3 - (ac)

El agua no siempre actúa como una base:

NH3 ( g ) + H2O ( l ) <======> NH4+ (ac) + OH - (ac)

En este caso el agua se está comportando como un ácido de Bronsted-Lowry puesto

que dona un protón a una molécula de amoniaco ( NH3 ) en una reaccción que se

desplaza de izquierda a derecha. Si consideramos la reacción inversa ( una reacción

que se desplaza de derecha a izquierda ) entonces el ion amonio actúa como un ácido

y el ión hidróxido como una base.

Una fecha doble( ==== ) indica que no todos los reactivos reaccionarán para dar

productos. En la ecuación superior, la flecha es más corta que la flecha inferior debido

a que son más moléculas de reactivos que las moléculas de producto cuando la reacci-

ón está en equilibrio. Si la flecha superior fuera más larga que la flecha inferior, esto

significaría que hay más moléculas de producto que moléculas de reactivo cuando la reacción se encuentra en equilibrio.

Algunas sustancias, por ejemplo el agua, son capaces de comportarse como un ácido o una base de Brosted-Lowry. Estas sustancias se llaman sustancias anfotéricas (amphi

que significa de "ambos tipos"). Una sustancia anfotérica es una sustancia que puede

actuar como ácido o como una base, según sea la naturaleza de la solución. El agua se

comporta como una base ( receptor de protones) con el cloruro de hidrógeno y como

un ácido con el amoniaco. Ciertos iones como el sulfato de azufre ( HSO4 - ) y el car-

bonato ácido ( HCO3 - ), son sustancias anfotéricas puesto que pueden donar y acep-

tar un protón. En cualquier reacción ácido-base o de transferencia de protones, tanto el

ácido como la base se encuentran en el lado de los reactivos y de los productos en la ecuación. por ejemplo:

HC2H3O2 (ac) + H2O ( l ) ----------> H3O + (ac) + C2H3O2 - (ac)

Se dara nombres especiales al ácido ( ácido 2 ) y la base ( base 2 ) que se encuentran

en el lado de los productos en el lado de l. El ácido 2 se llama ácido conjugado. Un

ácido conjugado es la sustancia que se forma cuando se adiciona un protón ( H + ) a

una base. La base y el ácido conjugado de esta reacción son H2O y H3O+ respecti-

vamente.A este par se le llama base-ácido conjugada. La base 2 se llama base conju-

gada. Una base conjugada es la sustancia que se forma cuando se elimina un protón

( H + ) de un ácido. El ácido y la base conjugada en esta reacción son: HC2H3O2 y

C2H3O2 - , respectivamente. A este par se le llama ácido-base conjugado.

Ácido y Base según G.N. Lewis

Entre los años 1915 y 1938, el químico norteamericano G.N. Lewis realizó estudios acerca de ácidos y bases y encontró muchos ejemplos que apoyan los cuatro criterios sobre ácidos y bases, que son el punto de partida de su trabajo:

1. - Las reacciones de neutralización son rápidas.

2. - Los ácidos y las bases desplazan de sus compuestos a otros ácidos y bases más débiles.

3. - Para determinar el punto de equivalencia en titulaciones con ácidos o con bases, se pueden usar indicadores.

4. - Los ácidos y las bases funcionan frecuentemente como catalizadores.

Los conceptos de Lewis son más generales que los de Brönsted porque no consideran indispensables al protón. Lewis más bien toma como característica la clase de enlace que se forma cuando un ácido reacciona con una base y la presencia o ausencia de pares de electrones no compartidos como carácter distintivo de los ácidos y bases.

Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz de donar un par de electrones(tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).

El resultado de la reacción entre un ácido y una base es un producto con un enlace covalente coordinado.

Este concepto incorpora a los ejemplos anteriores y también a muchos otros, incluye reacciones en fase sólida o en la fase gaseosa y muchas reacciones de compuestos orgánicos.

Son ácidos de Lewis aquellas sustancias que aceptan pares de electrones de las bases. Son ácidos de Lewis todos aquellos cationes que poseen orbitales vacios susceptibles de aceptar pares de electrones de las bases de Lewis (ligandos), o de aceptar densidad electrónica de las bases de Lewis. En general cualquier catión de transición es un ácido de Lewis, y cualquier sustancia que posea pares de electrones no compartidos sería una base de Lewis, y podría cederlos formando un enlace covalente denominado coordinado o dativo.

En cualquier compuesto de coordinación ("complejo" se denominaba antes de conocer la naturaleza de su enlace), el catión central es el ácido de Lewis y las especies que coordinan con él son los ligandos o bases de Lewis: Fe(H2O)6 3+ (aquí el Fe3+ es el ácido de Lewis y las moléculas de agua son las bases de Lewis. El oxígeno del agua posee dos pares de electrones sin compartir).

CONSTANTES DE DISOCIACION DE LOS COMPUESTOS TRIALQUILBORO-AMINA A 100°

ACIDO

BASE 

KB

( CH3 )3 B

NH3

4.6

( CH3 )3 B

CH3 NH2

0.0350

( CH3 )3 B

( CH3 )2 NH

0.0214

( CH3 )3 B

( CH3 )3 N

0.472

Ácidos y bases

Conclusión

En este trabajo concluimos sobre las distinta clase de definiciones de cada unos de los científicos.

Arrhenius define el ácido como una sustancia que libera iones hidrogeno 
( H + ) cuando se disuelve en agua y en la base una sustancia que libera iones hidróxido 
( OH - ) cuando se disuelve en agua. 

Bronsted-Lowry define el ácido una sustancia que puede ceder un protón 
( H + ) a alguna otra sustancia y la base sustancia capaz de recibir o aceptar un protón ( H + ) de alguna otra sustancia.

Últimamente según G.N. Lewis define el ácido una sustancias que contienen un átomo que pueda acomodar uno o más pares adicionales de electrones en su capa de valencia. Las sustancias que contienen pares de electrones no compartidos son bases.

Bibliografía

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