Ácidos y bases

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4

Primeras teoríasLos conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) 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-⇋H2OLa teoría de Arrhenius y Ostwald 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.

Teoria de Bronsted-LowryUna teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. 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) amida: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-

Fuerza de los ácidos y de las bases

La Fuerza de un ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus moléculas s e disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando se disuelve en agua.Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de la siguiente manera :

Ácidos fuertesLos ácidos fuerte, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos que en disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una cantidad de iones de H+.

Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y producen graves quemaduras en la piel

Ácidos Fuertes

Fórmula

A. perclórico

HClO4

A. sulfúrico

H2SO4

A. Yodhídrico

HI

A. Bromhídrico

HBr

A. Clorhídrico

HCl

A. Nítrico HNO3

Ácidos débilesLos ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por completo, es decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicosEl ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una disolución acuosa 1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y 99,5% permanece como moléculas.Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su concentración. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de la disolución; en cambio la fuerza es la disolución de sus moléculas en iones.Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para determinar el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como cuánto daño puede hacer a las células del organismo.Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan severos daños a la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los ácidos débiles en bajas concentraciones, como el vinagre , no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a serlo : le mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y provoca irritación en el tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.

Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la cantidad de iones que liberan en una solución

Bases FuertesLas bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas capaces de disociarse totalmente en iones de HidróxidoPor lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos y alcalinotérreos forman bases fuerte.Las base fuerte, aún en bajas concentraciones resultan ser muy corrosivas y dañinas para los tejidos, animales y vegetales.Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la limpieza de las tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe manejarse con cuidad, porque puede producir quemaduras en la piel.

Bases Fuertes Formulas

Hidróxido de Litio

LiOH

Hidróxido de sodio

NaOH

Hidróxido de potasio

KOH

Hidróxido de calcio

Ca (OH)2

Hidróxido de estroncio

Sr(OH)2

Hidróxido de bario

Ba (OH)2

Hidróxido de magnesio

Mg (OH)2

Bases DébilesBase débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian por ejemplo en sus iones. Por ejemplo, el amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa 1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece intacto

Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férricoLa gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero

por ese motivo no dejan de ser importantes. La mayor parte de las reacciones químicas en los seres vivos se producen se producen entre ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento.Las bases débiles concentradas también deben manejarse con cuidado, pues resultan dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco con gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.

Ácidos y bases corrientes

NOMBREFÓRMULA PRESENTE EN

Ácidos

Ácido acético HC2H3O2

Vinagre

Ácido acetilsalicílico HC9H7O4

Aspirina

Ácido ascórbico H2C6H6O6

Vitamina C

Ácido cítrico H3C6H5O7

Jugo de limón y de otros cítricos

Ácido clorhídrico HCI Jugos gástricos(líquidos digestivos del estómago)

Ácido sulfúrico H2SO4 Pilas

Bases

Amoníaco NH3 Limpiadores domésticos(solución acuosa)

Hidróxido de calcio Ca(OH)2

Cal apagada(utilizada en construcción)

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

Lechada de magnesio(antiácido y laxante)

Hidróxido de potasio (tambiénllamado potasa cáustica)

KOH Jabón suave

Hidróxido de sodio NaOH Limpiadores de

tuberías y hornos

Escala de phEl pH de una disolución es una medida de la concentración de iones hidrógeno. Una pequeña variación en el pH significa un importante cambio en la concentración de los iones hidrógeno. Por ejemplo, la concentración de iones hidrógeno en los jugos gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces mayor

Muy ácida pH 4 o menos

jugos gástricos (2,0)limón (2,3)vinagre (2,9)refrescos (3,0)vino (3,5)naranja (3,5)tomate (4,2)

Moderadamente ácida pH 5 lluvia ácida (5,5)

Ligeramente ácida pH 6 leche de vaca (6,4)

Neutra pH 7

saliva en reposo (6,6)agua pura (7,0)saliva al comer (7,2)sangre humana (7,4)

Ligeramente alcalina pH 8

huevos frescos (7,8)agua de mar (8,0)solución bicarbonato sódico (8,4)

Moderadamente alcalina

pH 9 Dentífrico 9,5

Muy alcalina pH 10 o más leche de magnesia (10,5)

amoníaco casero 11,5

pH 4,5 a 5,5

Ageratum blancoAltramuzAretusaArnicaAzaleaBatata dulceBluebead

CameliaChaifernEverlasting PearlGardeniasHelecho miriáceoLirio carolinaLirio del Valle

OrquídeasRemínculoRoble de arbustoRododendroRosasVerónicaVesentósigo

pH 5,5 a 6,0

AltramuzAzul europeoBocoliaCacahuateCalceolariaCarraspique

ClavelDaliasGuisante de olorHortensiaLiriosMelones

MentaNaboPolipodioSandíaSiemprevivaTomates

pH 6,7 a 7,0

AdormideraAguileñaAlhelíAnémonaApioAsterAster ChinoAzafránBegoniaBerrazaBerzaBetabelCalabazasCaléndulasCebollaCentauraColiflorCoreopsisCrisantemosChícharo

ChileDon Diego del díaEspárragoEspinacaEspuela de CaballeroFlor de jardínFloxFresasFrijolGailardiaGeranioGirasolGladiolosGysophiliasHabasJacintosLimónLirio del día

MastuerzoMentaNaboNaranjoNarcisosNo me olvidesPasionariaPentstemenPeoníaRábanosRepolloResedáSaxifrageTabacoTulipanesVerbenaVioletasVisteriaZanahoria

MaizMariposas

pH 7,0 a 7,5

AlamosAlfalfaAlgodónAvenaBerabelCalabazasCañameroCebadaCerezos

CiruelosDuraznoFrambuesaGroselleroManzanoMelonesPapayasPastos de prado

PatatasPepinosPerasTrigoUva crespaVelloritaVidZinia

Indicador En química, un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.

Indicadores: son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto con un ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto el indicador debe cambiar su estructura química ya sea al perder o aceptar un protón.

Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno.

Los indicadores químicos de esterilización están regulados por la norma ISO 1110, la cual los clasifica con números del 1 al 6

El número de la clase de un indicador químico está relacionado con la imprecisión y el uso específico y que no es valido este programa para usar .

Clase 1: indicador de proceso. Indica que el material ha pasado o no por el proceso de esterilización.

Clase 2: reservado para ensayos especiales, por ejemplo de equipamiento como el Test de Bowie Dick.

Clase 3: indica el incumplimiento o no de un solo parámetro.

Clase 4: indica cumplimiento o no de dos o más parámetros.

Clase 5: sigue la curva de muerte o no de las esporas biológicas con cierto grado de precisión.

Clase 6; indica con alta precisión el cumplimiento de todos los parámetros vinculados a procesos de esterilización específicos, aunque los valores establecidos para parámetros no garanticen la seguridad del proceso.

Los indicadores más usados son:

Indicador de pH, detecta el cambio del pH. Indicador redox, un indicador químico de titulación redox. Indicador complejométrico, un indicador químico para iones

metálicos en complejometría. Indicador de precipitación, utilizado para valoraciones de

precipitación o solubilidad, generalmente gravimetrias...

Neutralización ácido baseLa Neutralización ácido base es un proceso mediante el cual un ácido reacciona con una base o hidróxido y da como resultado una sal y agua.

La más común es la reacción de un ácido fuerte contra una base fuerte. Algunos ejemplos veremos a continuación para mostrar casos de neutralización.

HCl + NaOH —-> NaCl + H2O

En este caso vemos al ácido clorhídrico contra el hidróxido de sodio. Genera cloruro de sodio y agua. En este caso basta una molécula de ácido con una molécula de la base para generar la sal. Pero no siempre es asi.

2 NaOH + H2SO4 —-> Na2SO4 + 2 H20

Aquí se necesitan 2 moléculas de la base contra 1 del ácido para formar el sulfato de sodio.

Este principio se usa para averiguar la molaridad de un ácido o de una base gracias a un procedimiento llamado valoración acido base o titulación acido base. Por ejemplo, si se quiere averiguar la molaridad de un ácido se coloca a la solución de este en un erlenmeyer y se la enfrenta con otra solución de un hidróxido de concentración excatmente conocida. Esta solución de la base se la coloca en una bureta quedando por encima del erlenmeyer que tiene la solución problema del ácido. Colocamos una gota de un indicador en el erlenmeyer para que nos indique el momento exacto en el cual se ha producido la neutralización, o sea, cuando no haya exceso de base ni ácido, por ejemplo la fenolftaleína. Dejamos caer gota a gota desde la bureta al Erlenmeyer haciendo movimiendos suaves y circulares para una correcta titulación. Apenas vemos un cambio de coloración al rosa cesamos al agregado de la solución de hidróxido de sodio. Medimos el volumen agregado de la solución de NaOH y hacemos los cálculos correspondientes.

HidrólisisHidrólisis es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar parte de otra especie química. Esta reacción es importante por el gran número de contextos en los que el agua actúa como disolvente.

Hidrólisis ácido-base

En la hidrólisis ácido-base el agua se divide en el ion hidroxilo OH- y un ion H+ (el cual es inmediatamente hidratado para formar el ion hidronio H3O+). Esta reacción sucede espontáneamente en agua pura, y en el equilibrio la concentración de iones hidronio en agua es [H3O+] = 1 × 10−7 M. Esta es también la concentración de iones hidroxilo puesto que cada molécula de agua que se divide genera un hidroxilo y un hidronio. Dicho equilibrio se denomina autoprotólisis:

La adición de algunas sustancias al agua, por ejemplo una sal, modifica el equilibrio.1 Al ser disueltos en agua, los iones constituyentes de una sal se combinan con los iones hidronio, hidroxilo, o ambos, procedentes de la disociación del agua. Al consumirse estos iones se modifica su concentración y, como consecuencia, se modifica el valor del pH.

Los iones A-, BH+ procedentes de ácidos débiles AH, bases débiles B o sales AB se hidrolizan por acción del agua, dependiendo el grado de la reacción de la debilidad del ácido o de la base, y la solubilidad de la sal; los iones procedentes de ácidos o bases fuertes no se hidrolizan apreciablemente. Tanto la reacción como su constante de equilibrio se pueden obtener por combinación de la reacción ácido-base con la reacción de autoprotólisis del agua. Así, las sales obtenidas a partir de ácidos y bases fuertes no se hidrolizan, las obtenidas a partir de ácidos y bases débiles se hidrolizan de forma que el pH depende de las dos constantes, y en las obtenidas a partir de una combinación de ácido y base en las que solo uno es fuerte, será el fuerte el que determine el pH.

Hidrólisis en química orgánica

En química orgánica, la hidrólisis se presenta como la reacción opuesta a la condensación. En este contexto una molécula orgánica y el agua reaccionan rompiendo un enlace covalente para formar dos moléculas orgánicas con grupos funcionales que incluyen los átomos de la molécula de agua. En general se requiere añadir ácidos o bases fuertes para catalizar la hidrólisis.

Amortiguadores De pH

Un amortiguador es una solución que resiste los cambios de pH cuando se le agregan pequeñas cantidades de ácidos o de base .Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido o una base débil y una de sus sales.

Por ejemplo, se puede preparar una solución amortiguadora con la base débil amoniaco (NH3 ) y una sal de amonio, como cloruro de amonio (NH4Cl ). Si se le añade un ácido, el NH3 , reacciona con los iones H +NH3 + H+Cl- NH4ClBase débil ácido sal de amonioSi se le añade una base a la sal, el ion amonio de la sal reacciona con el OH de la base y se forma nuevamente amoniaco y agua:NH4Cl + Na OH NH3 + NaCl + H2 O Otros ejemplos de soluciones reguladores son el ácido fosfórico, fosfato monopotásico, el ácido carbónico y el ion bicarbonato

El amortiguador de nuestra sangre

El pH de nuestra sangre varía entre 7,3 y 7,5 . La muerte se produce greneralmente cuando el pH es menor que 7 o mayor que 7,9 .

Cualquier sustancia puede variar su pH cualdo se le agrega otra diferente, pero nuestra sangre mantiene inalterable su pH a pesar de las reacciones que se le generan en nuestro organismo. Mientras nos mantenemos con vida, nuestro pH sanguíneo varía un poco. Esto se debe pa la mezcla de las soluciones reguladoras que tenemos.Una sustancia regularo es el par ácido carbónico ( H2CO3) y ion bicarbonato (HCO3 -), que se produce durante la respiración , al reaccionar el CO2 con el agua del plasma sanguíneo según la siguiente reacción.CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac)La otra parte de este amortiguador es el ion biacrbonato.Si algún fenómeno aumenta el ion OH - en nuestra sangre, el ácido cárbonico reacciona para disminuir su concentración y evita que aumente el pH. Por el contrario, si entra H+ a la sangre, ion bicarbonato , reacciona para prevenir que disminuya el pH.El organismo tiene mecanismos para deshacerse del exceso de de dioxido de carbono; entre ellos estan el bostezo y el hipo.Por otro lado, la respiración rápida y profunda puede causar una deficiencia de CO2 en la sangre.Esto sucede cuando una persona ésta nerviosa o asustada y puede ser peligroso, porque reduce el nivel de ácido cárbónico en la sangre y aumenta el pH. Si esto sucede la persona puede respirar cubiendo la nariz y boca con una bolsade papel, loque aumenta la concentración de CO2 en el aire que inhala, obligando a que ingrese más CO2 a la sangre.De este modo se normaliza el pH sanguíneo .