Acidos y bases

CURSO : FÍSICO QUÍMICA

FACULTAD : INGENIERÍA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS

PROFESOR : ALCÁNTARA MALCA, DANIEL

AULA : 415-B

INTEGRANTES : CABRERA LUEY, MARTHA ALICIA

CÓDIGO : 1130704

2013

Lima – Perú

MARZO-2013

ÁCIDOS Y BASES

"Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad

Alimentaria"

ÁCIDOS Y BASES FISS-UTP

FÍSICO QUÍMICA Página 2

Índice INTRODUCCIÓN -------------------------------------------------------------------------------------- 3

ELECTROLITOS: ------------------------------------------------------------------------------------- 4

CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.------------------------------------------------- 4

TEORÍAS DE ÁCIDOS- BASES ------------------------------------------------------------------ 6

DEFINICIÓN DE ARRHENIUS. ------------------------------------------------------------------- 6

TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE BRØNSTED- LOWRY. ------------------------------ 8

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES --------------------------------------------------------- 10

FUERZA DE UN ACIDO -------------------------------------------------------------------------- 11

FUERZA DE UNA BASE ------------------------------------------------------------------------- 11

pK ------------------------------------------------------------------------------------------------------- 12

Relación entre Ka Y Kb conjugada. ---------------------------------------------------------- 12

EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH. --------------------- 13

Escala de pH. --------------------------------------------------------------------------------------- 13

pOH. ---------------------------------------------------------------------------------------------------- 14

TEORÍA DE LEWIS -------------------------------------------------------------------------------- 15

DIVISIÓN DE LOS ÁCIDOS ---------------------------------------------------------------------- 16

HIDRÁCIDOS: --------------------------------------------------------------------------------------- 17

OXÁCIDOS ------------------------------------------------------------------------------------------- 18

ACIDO CARBOXÍLICO ---------------------------------------------------------------------------- 19

DIVISIÓN DE BASES ------------------------------------------------------------------------------ 22

HIDRÓXIDO: ----------------------------------------------------------------------------------------- 22

AMIDAS: ---------------------------------------------------------------------------------------------- 24

CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------------------------------- 31

BIBLIOGRAFÍA: ------------------------------------------------------------------------------------ 32



INTRODUCCIÓN

Las ideas sobre los ácidos y bases están presentes de forma habitual en la vida ordinaria.

Muchos ácidos orgánicos se presentan en el reino vegetal. Los modelos moleculares muestran

el ácido ascórbico, también conocido como vitamina C, el ácido cítrico que se encuentra en

limones, naranjas y tomates, el ácido oxálico se presenta en ruibarbos y espinacas.

Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones

ácido-base en disolución acuosa, como los son el jugo gástrico, la sangre, la bilis, entre otros.

un fenómeno en los que se puede estudiar los ácidos y bases es en la lluvia la cual es

ligeramente ácida. Su pH es aproximadamente 5,6 porque contiene, disuelto, dióxido de

carbono de la atmósfera. La acidez del agua de lluvia empieza a ser preocupante cuando el pH

es inferior a 5,6. Entonces se habla de lluvia ácida. En general se admite que esta acidificación

se debe a los óxidos de azufre y de nitrógeno presentes en la atmósfera a consecuencia de los

procesos de combustión.

Otra manifestación de ácidos – bases es la acidosis (metabólica) que es la alteración de este

equilibrio, que se caracteriza por un exceso de ácido en los líquidos del cuerpo. Se hablaría de

condiciones normales cuando el pH de la sangre se encuentra en torno al 7,20-7,24, siendo

acidosis leve, por debajo de estos niveles. En torno al pH 6, se llegaría a un nivel excesivo de

acidosis, en el que llegando por ejemplo, a pH 5, estaríamos incluso llegando a la muerte del

organismo o al colapso.

Una investigación revela que los peces aportan a los mares donde habitan del 3 al 15% del

carbonato de calcio marino, a través de un proceso intestinal en los peces, vía excremento.

Y el carbonato de calcio es lo que hace regular el pH de las aguas, o la acidez, que es vital

para la salud del ecosistema marino.

Estas muestras de equilibrio acido-base y su alteración nos muestra que es importante saber

sus propiedades y mecanismos para el aprovechamiento de los mismos, además de buscar

alternativas que generen mejores condiciones de vida para los habitantes de nuestro planeta.

Por lo que a continuación se presentan las teorías modernas de ácidos - bases que durante

mucho tiempo los químicos han clasificado.



ELECTROLITOS:

Electrolitos son las sustancias que originan iones libres al disolverse en agua. La mayor parte

de los compuestos iónicos (que tienen como enlace principal un enlace iónico) se disuelven en

sustancias polares como el agua. Este proceso de disolución conlleva que las moléculas de

agua se interponen entre los iones que forman el compuesto, separando los cationes (iones

positivos) de los aniones (iones negativos). Por tanto, las disoluciones de este tipo de

sustancias, electrolitos, conducen la corriente eléctrica: los aniones se desplazan al polo

positivo del generador (pila por ejemplo) y los cationes al polo negativo.

CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.

Ácidos:

Tienen sabor agrio, el denominado sabor acido.

Son corrosivos para la piel.

Enrojecen ciertos colorantes vegetales.

Disuelven sustancias.

Atacan a los metales desprendiendo H2.

Reacciona con el mármol, desprendiendo CO2.

Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

Bases:

Tienen sabor amargo.

Suave al tacto pero corrosivo son la piel.

Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.

Precipitan sustancias disueltas por ácidos.

Disuelven grasas.

Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.

Precauciones en la manipulación de los ácidos y de las bases. Al ser muchas de ellas bastante

peligrosas han de mostrarse determinadas precauciones cuando se manipulan. Su ingestión o

el contacto con el cuerpo pueden producir graves quemaduras (depende de la sustancia y de la

concentración de la misma). Medidas a tomar:



Evitar respirar los vapores, si se quiere comprobar el olor se debe echar hacia la nariz

con la mano y a cierta distancia, nunca poniendo la nariz encima del frasco.

No derramarlos sobre piel, ojos o ropas. Llevar guantes, gafas y bata para protegerse.

No mezclarlos con ninguna sustancia a menos que sepamos que sucederá.

Seguir las normas del fabricante.

En caso de contacto, lavar con abundante agua la zona afectada y acudir al médico si

la gravedad lo requiere.

En caso de ingestión accidental, se debe acudir al centro hospitalario o llamar al

teléfono que viene en los envases de productos de limpieza, indicando la marca /

composición del producto ingerido.

Los ácidos se pueden neutralizar en suelo y ropa con cal, carbonato de sodio o

cenizas. La arena o tierra puede servir para retener y absorber parte de los mismos.

INDICADORES:

Son sustancias que cambian de color al reaccionar con una disolución ácida o básica.



Uno de los indicadores más antiguos es un tinte vegetal denominado tornasol. Vuelve de color

rojo las disoluciones ácidas y de color azul las básicas.

Uno de los indicadores más habituales en los laboratorios es la fenolftaleína:

En medio ácido la disolución con fenolftaleína es incolora.

En medio básico la disolución con fenolftaleína es roja.

Existe un indicador universal que cambia de color en función de lo ácido o básico que sea el

medio.

TEORÍAS DE ÁCIDOS- BASES

DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.

Arrhenius publica en 1887 su teoría de “DISOCIACIÓN IÓNICA”, en la que afirma que hay

sustancias (electrolitos), que en disoluciones acuosas, se disocia en cationes y aniones.

Arrhenius propuso que un electrolito fuerte en una disolución acuoso existe solo en forma

iónica, mientras que un electrolito débil existe parcialmente como iones y como moléculas.

ACIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia (libera)cationes H-”.

EJEMPLO: cuando se disuelve en agua el ácido HCl, sus moléculas se disocian por completo,

formándose iones H+ como uno de os productos.



Otros: , …

BASE: “sustancia que en disolución acuosa disocia (libera)aniones ”.

EJEMPLO: cuando se disuelve en agua la base NaOH, los iones Na+ y OH- presentes en el sólido

se disocian uno del otro por la acción de las moléculas de H2O.

Otros: , …

NEUTRALIZACIÓN:

La representación de la idea fundamental de la teoría de Arrhenius de: “una reacción de

neutralización consiste en la combinación de iones hidrogeno e iones hidróxido para formar

agua”

La reacción de neutralización del ácido HCl y la base NaOH se puede representar con la

ecuación iónica.

La teoría de Arrhenius, a pesar de su rápido éxito y sus continuas aplicaciones, tiene

limitaciones. Una de las más destacadas es su tratamiento de la base débil amoniaco, NH3. La

teoría de Arrhenius sugiere que todas las bases contienen OH-, para solucionar esta dificultad

los químicos empezaron a considerar que las disoluciones acuosas de NH3 contienen la base

débil hidróxido de amonio, NH4OH, que como base débil, está parcialmente ionizado en iones

NH4+ y OH-.



El problema de esta explicación es que no hay una evidencia clara de la existencia de

en disolución acuosa. Se debe cuestionar siempre una hipótesis o teoría que postula la

existencia de sustancia hipotéticas. El fallo fundamental en la teoría de Arrhenius consiste en

no reconocer el papel clave del DISOLVENTE en la ionización de un soluto.

TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE BRØNSTED- LOWRY.

En 1923, J.N. Brønsted en Dinamarca y T.M.Lowry en Gran Bretaña propusieron de forma

independiente una nueva teoría acido-base.

En esta teoría, unácido es un dador de protones, es una sustancia capaz de ceder protones,

convirtiéndose en su base conjugada:

y una base es un aceptor de protones, es una sustancia capaz de aceptar protones,

convirtiéndose en su acido conjugado:

PAR ACIDO BASE CONJUGADO

Siempre que una sustancia se comporta como acido (cede H+) hay otra que se comporta como

base (captura dichos H+).

cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+

se convierte en su “acido conjugado”.

Ejemplo de disociación de un ácido:



En este caso el agua actúa como base y el HCl como acido, que al perder el H- se transforma en

Cl- (base conjugada).

Para describir el comportamiento del amoniaco como base, que era difícil con la teoría de

Arrhenius, podemos escribir

En la reacción anterior el agua actúa como acido. Cede un protón,H+, que es ganado por el

NH3, una base. Como resultado de esta transferencia se forman los iones poliatomicos NH4+ y

OH-, los mismos iones que se producen en la ionización del hipotético NH4OH- de la teoría de

Arrhenius. Como el NH3(aq) es una base débil, deberíamos considerar la reacción inversa de

reacción anterior. En esta reacción inversa el NH4+ es un ácido y el OH- una base.

Una molécula de actúa como base aceptando un protón , y un ion es el ácido

conjugado del . De forma semejante, el es un acido es su base conjugada.

Figura: reacción acido-base de Brønsted-Lower: base débil



Figura: reacción acido-base de Brønsted-Lowry: acido débil

Figura: reacción acido base de Brønsted-Lowry: acido fuerte

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES

No todos los ácidos y bases se ionizan (disocian) con la misma intensidad, esto nos lleva a

afirmar que los ácidos y las bases no tienen la misma fuerza para producir iones H+ y OH

- en

las soluciones.



Los términos "fuerte" y "débil" describen la capacidad de una solución ácida o básica para

conducir la electricidad.

Si el ácido o base conduce intensamente

la electricidad, entonces es fuerte; si

apenas conduce la electricidad, entonces

es débil.

La concentración o molaridad también

influye en la conductividad eléctrica: a

mayor concentración de soluto, más

iones estarán presentes en la disolución, sin embargo, esto es válido para los ácidos y las

bases fuertes.

Un ácido o base débil altamente concentrado no mejorará su conductividad eléctrica

significativamente puesto que, por ser débil habrá poca disociación.

FUERZA DE UN ACIDO

En disoluciones acuosas diluidas ( ) la fuerza de una ácido HA depende de

la constante de equilibrio:

A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos

de ácidos fuerte o débiles:

Si Ka>100 ⇒ el ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.

Si Ka<100 ⇒ el ácido es débil y estará solo parcialmente disociado.

Ejemplo: el ácido acético( ) es un ácido débil ya que su Ka=1,8 x 10-5

M.

FUERZA DE UNA BASE

Es una disolución acuosa diluida ( ) la fuerza de una base BOH depende de

la constante de equilibrio:



A Kb se le llama constante de basicidad.

Ácido fuerte. Sustancia que al disolverse se ioniza con gran facilidad en iones hidronio H3O+,

su base conjugada es débil. pH entre 1-3. Ejemplos:

H2SO4 (ácido sulfúrico),

HNO3 (ácido nítrico)

Ácido débil. Sustancia que no se ioniza con gran facilidad en iones hidronio, su base

conjugada es fuerte. pH entre 4-6. Ejemplos:

H2CO3 (ácido carbónico),

CH3COOH (ácido acético)

Base fuerte. Sustancia que se ioniza fácilmente en iones OH-, su ácido conjugado es débil. pH

entre 12-14. Ejemplos:

KOH (hidróxido de potasio),

NaOH (hidróxido de sodio)

Base débil. Sustancia que no se ioniza fácilmente en iones OH-, su ácido conjugado es fuerte.

pH entre 8-11. Ejemplos:

NH4OH (hidróxido de amonio),

Fe(OH)3 (hidróxido de hierro III)

pK

al igual que el pH se denomina pK a: ; cuanto mayor es el valor

de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. De igual manera, cuanto mayor es el

valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Relación entre Ka Y Kb conjugada.

Equilibrio de disociación de un ácido:

Reacción de la base conjugada con el agua:

;



En la práctica, esta relación ( ) significa que si un ácido es fuerte su base

conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica

que está parcialmente disociado en iones:

Como [ ] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:

Conocido como “PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA”. El valor de dicho producto iónico de agua es:

Kw(25°)=10-14. En el caso del agua pura: . Se

denomina pH.

Y para el caso de agua pura, como

Escala de pH.

El pH es una medida relacionada con la concentración de iones hidrógeno (H+). A mayor

concentración de iones H+, más ácida es la disolución y su pH es más pequeño. Cuanto más

básica es la disolución, menos concentración de H+ hay y más de OH-, el pH es mayor.

El pH de una disolución neutra (ni ácida ni básica) es 7. El de las disoluciones ácidas es menor

de siete y el de las básica mayor de siete:

PH Tipo de disolución

< 7 (menor que siete) ácida

= 7 neutra

> 7 (mayor que siete) básica

El color de una disolución a la que le hemos añadido indicador universal nos indicará el pH que

tiene.



También existen unos aparatos (pHmetros) que nos indican el valor numérico del pH. Estos

aparatos deben calibrarse previamente con disoluciones que tiene un pH conocido.

Luego si aumenta (disociación de un ácido), entonces debe disminuir y asi

el producto de ambas concentraciones continúan valiendo .

pOH.

A vece se usa este otro concepto, casi idéntico al del pH:

Como

Aplicando logaritmo y cambiando el signo tendríamos: , para una temperatura

de 25°C.



TEORÍA DE LEWIS

G.N Lewis propuso en 1923 una teoría acido- base estrechamente relacionada con el enlace y

la estructura. La teoría acido – base de Lewis no está limitada a reacciones que implican H+ o

HO-, sino que existen los conceptos ácidos – bases a las reacciones en gases y sólidos. Es

especialmente importante para describir algunas reacciones entre moléculas orgánicas.

Un ácido de Lewis es una especie (un átomo, ion o molécula) que es un aceptorde pares de

electrones y una base de Lewis es una especie que es un dador de par de electrones.

Una reacción entre un ácido de Lewis (A) y una base de Lewis(B:) conduce a la formación de un

enlace covalente entre ellos. El producto de una reacción ácido- base de Lewis se denomina un

aducto (o compuesto de adición). La reacción puede representarse como:

donde es el aducto. La formación de un enlace químico covalente mediante una especie

dadora de un par de electrones a otra se denomina coordinación y el enlace del ácido y la base

de Lewis se denomina enlace covalente coordinado.

en general para identificar un ácido y base de Lewis, deberíamos buscar especies con orbitales

vacíos que puedan acomodar pares de electrones, y para las bases de Lewis, especies con

pares de electrones solitarios disponibles para compartir.

Se podría considerar que son ácidos de Lewis las sustancias con una capa de valencia

incompleta. Cuando se forma un enlace covalente coordinado con una base de Lewis, se

completa el octeto. Un buen ejemplo del octeto es la reacción entre el y el .



La reacción de la cal (CaO) con dióxido de azufre es una reacción importante para la reducción

de las emisiones de SO2 de las centrales térmicas de carbón. Esta reacción entre un sólido y

un gas pone de manifiesto que las reacción Acido- base de Lewis pueden ocurrir en todos los

estados de la materia, la flecha roja sugiere que se reordene un par de electrones en la

estructura de Lewis.

Una reacción importante de la teoría de ácido – base de

Lewis implica la formación de iones complejos. Los iones

complejos son iones poliatómicos que contienen un ion

metálico central al que se unen otros iones o moléculas

pequeñas. En disoluciones acuosas se forman iones

metálicos hidratados porque el agua actúa como una

base de Lewis y el ion metálico como un ácido de Lewis.

Las moléculas de agua se unen al ion metálico por medio

de enlaces covalentes coordinados. Así por ejemplo,

cuando se añade AlCl3 anhídrido al agua la disolución

resultante se calienta debido al calor desprendiendo en la

formación de ion metálico hidratado .

La interacción entre el ion metálico y las moléculas de

agua es tan fuerte que cuando la sal cristaliza en la

disolución, las moléculas de agua cristalizan junto con el

ion metálico hidratado metálico formando la sal metálica hidratada A . En disolución

acuosa, los iones metálicos hidratados pueden actuar como ácidos de Brønsted.

DIVISIÓN DE LOS ÁCIDOS

Los ácidos se dividen en hidrácidos cuando no contienen oxígeno, como el ácido clorhídrico

(HCl) yoxácidos si tienen oxígeno, como el ácido sulfúrico (H2SO4).



HIDRÁCIDOS:

Son compuestos que están formados en su estructura por hidrógeno y no metal. En los

hidrácidos el hidrógeno siempre tiene el número de oxidación de +1 .

Nomenclatura de hidrácidos

Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra

ácidos seguida del nombre del no metal correspondiente,

con la terminación hídrico.

En los hidrácidos los no metales trabajan con valencia

negativa

Todos los hidrácidos presentan terminación hídrico

GRUPO III IV V VI VII

VALENCIA -3 -4 -3 -2 -1

OBTENCIÓN DE HIDRÁCIDOS

Los hidrácidos se obtienen al combinar el hidrógeno con un no metal.

HIDRÓGENO + NO METAL HIDRÁCIDO

H2 + F2 HF

H2 + Cl2 HCl

H2 + S H2S

EJEMPLO DE USOS DE HIDRÁCIDOS

El uso más importante de los hidrácidos es: en el hogar para la

limpieza caso del ácido muriático ósea ácido clorhídrico.

HF ÁCIDO FLUORHÍDRICO

HCl ÁCIDO CLORHÍDRICO

H2S ÁCIDO SULFHÍDRICO



OXÁCIDOS

Son compuestos que están formados en su estructura por hidrógeno, no metal y oxígeno. En

los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene el número de oxidación de +1 .

Nomenclatura de oxácidos

Los oxácidos se nombran anteponiendo la palabra ácido seguida del nombre del radical

negativo correspondiente con la terminación OSO para el menor número de oxidación, e ICO

para el mayor número de oxidación de las dos que posee y aquellos radicales donde el no

metal posee cuatro valencias, la mínima lleva prefijo HIPO CON TERMINACIÓN OSO y la

máxima llevar prefijo PER con terminación ICO.

Ejemplo:

HClO4 ÁCIDO PERCLÓRICO (Cloro con valencia +7)

HClO3 ÁCIDO CLÓRICO (Cloro con valencia +5)

HClO2 ÁCIDO CLOROSO (Cloro con valencia +3)

HClO ÁCIDO HIPOCLOROSO (Cloro con valencia +1)

En los ácidos los no metales usan las valencias positivas

PREFIJO

GRUPOS

III IV V VI VII

ACIDO PER__ICO +7

ACIDO __ICO +3 +4 +5 +6 +5

ACIDO __OSO +1 +2 +3 +4 +3

ACIDO HIPO__OSO +1

Obtención de oxácidos

Los oxácidos se obtienen al combinar un anhídrido más agua.



ANHÍDRIDOS + AGUA OXIÁCIDOS

Cl2 O7 + H2O HClO4

Cl2 O5 + H2O HClO3

Cl2 O3 + H2O HClO2

Cl2 O + H2O HClO

EJEMPLO DE USOS DE OXÁCIDOS

1. El H2SO4 en la fabricación de

fertilizantes, polímetros, fármacos,

pinturas, detergentes y papel, también

se encuentra en la batería de autos.

2. El HNO3 al igual que los anteriores en

la fabricación de fertilizantes, y en la

fabricación de explosivos.

3. El H2CO3 Está presente en bebidas

gaseosas.

4. El H3PO4 en fertilizantes, detergentes

es un ingrediente de la Coca-Cola.

ACIDO CARBOXÍLICO

Es una función de carbono primario. Se caracteriza por tener en el mismo carbono el grupo

carbonilo y un oxhidrilo. Se nombran anteponiendo la palabra ácido y con el sufijo oico.

Algunos de ellos son más conocidos por sus nombres comunes como el ácido fórmico

(metanoico) y ácido acético (etanoico).

Estado natural:

Algunos se hallan en las picaduras de los insectos como el metanoico (hormigas), otros en

aceites y grasas y los superiores en las ceras.



Propiedades Físicas:

Los primeros tres son líquidos de olor punzante, sabor ácido, solubles en agua. Del C4 al C9

son aceitosos de olor desagradable. A partir del C10 son sólidos, inodoros, insolubles en agua.

Todos son solubles en alcohol y éter.

El punto de ebullición aumenta 18 o 19 ºC por cada carbono que se agrega.

Propiedades Químicas

Son ácidos débiles que se hallan parcialmente disociados en solución. El carácter ácido

disminuye con el número de átomos de Carbono.

Reaccionan con los metales alcalinos y alcalinos térreos para formar sales.

Con los alcoholes forman ésteres. Al combinarse con el amoníaco forman amidas.

El comportamiento químico de los ácidos carboxílicos está determinado por el grupo carboxilo

(-COOH). Esta función consta de un grupo carbonilo (C=O) y de un hidroxilo (-OH). Donde el -

OH es el que sufre casi todas las reacciones: pérdida de protón (H+) o reemplazo del grupo –

OH por otro grupo.

Los ácidos carboxílicos pueden ser desprotonados para formar aniones, los cuales son buenos

nucleófilos en las reacciones SN2. Los ácidos carboxílicos experimentan ataques nucleófilos en

su grupo carbonilo.

Las reacciones de los ácidos carboxílicos pueden agruparse en: sustitución, descarboxilación,

desprotonación, reducción y sustitución nucleófila en el acilo.

Obtención

Se obtienen por oxidación enérgica de los alcoholes primarios o por oxidación suave de los

aldehídos.



Estructura Nombre IUPAC Nombre común Fuente natural

HCOOH Ácido metanoico Ácido fórmico

Procede de la destilación destructiva

de hormigas (fórmica es hormiga en latín)

CH3COOH Ácido estanoico Ácido acético Vinagre (acetum es vinagre en latín)

CH3CH2COOH Ácido propanoico Ácido propiónico Producción de lácteos

(pion es grasa en griego)

CH3CH2CH2COOH Ácido butanoico Ácido butírico Mantequilla (butyrum, mantequilla en latín)

CH3(CH2)3COOH Ácido pentanoico Ácido valérico Raíz de valeriana

CH3(CH2)4COOH Ácido hexanoico Ácido caproico Olor de cabeza (caper, cabeza en latín)

Usos

El ácido fórmico se utiliza como conservador en la industria cervecera y vitivinícola. Se emplea

en el teñido de telas y en curtiduría.

El ácido acético (vinagre) es el más usado. Se emplea para preparar acetona, rayón, solvente

de lacas y resinas. Con el ácido salicílico forma la aspirina.



DIVISIÓN DE BASES

HIDRÓXIDO:

Son compuestos ternarios que se caracterizan porque poseen el ion hidróxido o hidroxilo (OH)-

unido mediante enlace iónico al catión metálico. El ion (OH)- queda libre cuando el hidróxido se

disuelve en agua. En casos en que el hidróxido es insoluble, el ion hidróxido no queda libre.

Los hidróxidos poseen propiedades básicas, por ello se les llama también bases. Aunque el

término base es mucho más amplio para referirse a un conjunto de sustancias de propiedades

características (opuestos a los ácidos), como por ejemplo:

enrojecen la fenolftaleína

azulean el papel de tornasol

neutralizan ácidos

desnaturalizan proteínas

al tacto son resbalosas o jabonosas

poseen sabor caústico o amargo

A los hidróxidos de los metales alcalinos (Li , Na , K , Rb , Cs) se les llama álcalis. Son muy

solubles en el agua, tóxicos y venenosos.

Formulación General:

Obtención General:

Generalmente se produce por reacción química del agua con los óxidos básicos o por la

reacción directa de un metal alcalino o alcalino terreo con el agua.

Oxido básico + H2O → hidróxido



Ejemplos:

CaO (óxido de calcio) + H2O → Ca (OH)2 : hidróxido de calcio

CuO (óxido cúprico) + H2O → Cu (OH)2 : hidróxido cúprico

Na2O (óxido de sodio) + H2O → 2 Na OH : hidróxido de sodio

metal (IA ó IIA) + H2O → hidróxido + H2

Ejemplos:

2K + H2O → 2 KOH (hidróxido de potasio) + H2

Ba + 2 H2O → Ba (OH)2 (hidróxido de bario) + H2

La nomenclatura química de los hidróxidos se realiza en forma similar que en el caso de los

óxidos básicos.

Formulación fórmula N. Tradicional N. de stock

Na+1

(OH)-1

NaOH hidróxido de sodio hidróxido sódico *

Al+3

(OH)-1

Al (OH)3 hidróxido alumínico hidróxido de aluminio *

Fe+3

(OH)-1

Fe (OH)3 hidróxido férrico hidróxido de hierro (III)

Pb+2

(OH)-1

Pb (OH)2 hidróxido plumboso hidróxido de plomo (II)

(NH4)+1

(OH)-1

NH4OH hidróxido amónico hidróxido de amonio

* El sodio y aluminio poseen solo una valencia

Algunos hidróxidos también llevan nombres comunes o vulgares como:

NaOH : soda caustica, se utiliza como detergente industrial

KOH : potasa caustica o soda caustica

Ca(OH)2 : cal apagada, lechada de cal o agua de cal

Mg(OH)2 : leche de magnesia, se usa como antiácido estomacal y laxante



Los hidróxidos NaOH y KOH se utilizan en la fabricación del jabón desde hace muchos siglos

con la denominación de álcalis.

AMIDAS:

Las amidas son derivados funcionales de los ácidos carboxílicos, en los que se ha sustituido el

grupo —OH por el grupo —NH2,—NHR o —NRR', con lo que resultan, respectivamente, las

llamadas amidas primarias, secundarias o terciarias, que también se llaman amidas sencillas,

N-sustituidas o N-disustituidas.

Nomenclatura

Las amidas primarias se nombran sustituyendo la terminación oico o ico del nombre sistemático

o vulgar, del ácido del que derivan, por el sufijo amida. En las amidas sustituidas se antepone

al nombre anterior el de los radicales sobre el nitrógeno, precedidos de la letra N. Ejemplos:

metanamida

(formamida)

N-metiletanamida

(N-metilacetamida) N,N-dietilbenzamida



Propiedades físicas

El grupo funcional amida es bastante polar, lo que explica que las amidas primarias, excepto la

formamida (p.f.=2,5 ºC), sean todas sólidas y solubles en agua. Sus puntos de ebullición son

bastante más altos que los de los ácidos correspondientes, debido a una gran asociación

intermolecular a través de enlaces de hidrógeno, entre el oxígeno negativo y los enlaces N—H,

mucho más polarizados que en las aminas. Los puntos de fusión y de ebullición de las amidas

secundarias son bastante menores, debido principalmente al impedimento estérico del radical

unido al nitrógeno para la asociación. Como es natural, las amidas terciarias (sin enlaces N—H)

no pueden asociarse, por lo que son líquidos normales, con puntos de fusión y de ebullición de

acuerdo con su peso molecular.

Obtención

Las amidas pueden obtenerse a partir de halogenuros de alquilo por reacción con amoniaco,

aminas primarias o secundarias, con lo que resultan amidas primarias, secundarias o terciarias,

respectivamente.

Por ejemplo:

CH3—CO—Cl + 2 CH3—NH2

CH3—CO—NH—CH3 + CH3—NH3+ Cl-

cloruro de acetilo metilamina

N-metilacetamida cloruro de metilamonio

Reacciones

Las reacciones químicas de las amidas son las generales de los derivados funcionales de

ácidos carboxílicos, si bien son entre éstos, de los compuestos menos reactivos. Así, por

ejemplo, la reacción de hidrólisis suele ser muy lenta, por lo que hay que llevarla a cabo

calentando y en medios ácidos o básicos; su mecanismo es análogo al de la hidrólisis de los

ésteres.

Por otra parte, las amidas tienen también algunas reacciones químicas parecidas a las de las

aminas, siendo la más análoga la reacción con ácido nitroso, con el que los tres tipos de

amidas se comportan igual que las aminas.

Entre las amidas merece citarse la carbodiamida o urea, que puede considerarse como la

diamida del ácido carbónico:



H2N—O—NH2

urea

Es el producto de excreción nitrogenado más importante, tanto en el hombre como en los

animales. Por otra parte, tiene también un gran interés técnico, por su utilización como abono,

así como en la industria farmacéutica, y sobre todo para la fabricación de resinas y materiales

plásticos.

Por otra parte, las amidas no son básicas. No experimentan protonación cuando se tratan con

ácidos acuosos y son nucleófilos débiles. Esta diferencia se debe a la estabilidad de la amida

por la deslocalización de los electrones del par libre en el nitrógeno por medio de un traslape

de orbitales con el grupo carbonilo. Se estabilizan por resonancia.

USO Y APLICACIÓN:

Las aminas son empleadas para la elaboración de caucho sintético y colorantes.

Las aminas son parte de los alcaloides que son compuestos complejos que se encuentran en

las plantas. Algunos de ellos son la morfina y la nicotina. Algunas aminas son biológicamente

importantes como la adrenalina y la noradrenalina.

Las aminas secundarias que se encuentran en las carnes y los pescados o en el humo del

tabaco.

Estas aminas pueden reaccionar con los nitritos presentes en conservantes empleados en la

alimentación y en plantas, procedentes del uso de fertilizantes, originando N-nitrosoaminas

secundarias, que son carcinógenas.



Al degradarse las proteínas se descomponen en distintas aminas, como cadaverina y

putrescina entre otras. Las cuales emiten olor desagradable. Es por ello que cuando la carne

de aves, pescado y res no es preservada mediante refrigeración, los microorganismos que se

encuentran en ella degradan las proteínas en aminas y se produce un olor desagradable.

AMINAS:

Formalmente se pueden considerar derivadas del amoniaco por sustitución de uno, dos o tres

hidrógenos por radicales alquílicos.

Clasificación

Las aminas primarias se nombran:

a) Nomenclatura sustitutiva:

El nombre se construye con el del hidrocarburo de igual número de átomos de carbono

terminado en amina.

Amoníaco Amina primaria Amina secundaria Amina terciaria

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ammonia.svg

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Amina1.png





Ejemplo: CH3CH2-NH2 etanamina

De los nombres no sistemáticos destaca el de la anilina C6H5-NH2

Cuando el grupo -NH2 actúa como sustituyente se nombra como -amino

b) Nomenclatura radical función:

Se indica el sustituyente unido al grupo -NH2 como radical, seguido de la palabra amina

Las aminas secundarias y terciarias se nombran mediante la nomenclatura radical función

CH2=CH-NH-CH3

En caso de duda, en cualquier tipo de amina, a los radicales unidos directamente al nitrógeno

se antepone N-. Si hay más de un nitrógeno se distinguen con ' (N, N', N''...)

Basicidad de las aminas

Una amina puede comportarse como una base de Lewis, o como un nucleófilo, debido al par

de electrones no enlazantes sobre el átomo de nitrógeno. Puede actuar también como base de

Bronsted - Lowry aceptando el protón de un ácido.

Como las aminas son bases fuertes, las disoluciones acuosas que forman son básicas. Una

amina puede aceptar un protón del agua, formándose un ion amonio y un ion hidroxilo. La



constante de equilibrio de la reacción es denominada "constante de basicidad" y se representa

por Kb.

USO Y APLICACIÓN:

Las aminas en la química orgánica tienen como principal función ser bases, las cuales pueden

ser alifáticas y aromáticas, siendo las alifáticas las más básicas, ya que las aromáticas pueden

resonar, deslocalizando el par electrónico del nitrógeno, haciendo que sea menos probable la

reacción ácido-base, un ejemplo de amina aromática es la Anilina, Un grupo amino (NH2) con

un fenil unido al nitrógeno.

En lo que es la estructura química, la amina reacciona con un ácido carboxílico, formando una

amida CONH2 junto con la eliminación de una molécula de agua, esta reacción es la que forma

el enlace peptídico, el cual se forma por la interacción de la cola y la base de un aminoácido,

para formar un dipétptido, polipéptido y así sucesivamente.

Aplicaciones en la Industria

AMINAS DE CADENA LARGA

Las aminas tetrasustituidas o sales de amonio cuaternario que tienen en su estructura una o

dos cadenas hidrocarbonadas largas tienen propiedades tenso activas.

- Desinfectantes: Debido a su poder antiséptico, bactericida y alguicida (inhiben el crecimiento

de organismos monocelulares como las bacterias y las algas). Las moléculas se orientan en la

interfase entre la membrana bacteriana y el agua o el aire, formando una película cerrada que

impide la respiración del organismo y éste muere. Uno de los tensoactivos usados para tal fin

es cloruro de benzalconio. Son útiles para desinfectar heridas, granjas avícolas, piscinas y

material sanitario.



- Inhibidores de la corrosión: En tuberías metálicas o en los líquidos ácidos utilizados para

limpiar la herrumbre. La protección de la superficie metálica se debe a que se unen a la

superficie metálica por la parte polar formando una capa protectora hidrófoba de una o dos

moléculas de espesor. Esta capa es tan cerrada que evita que el ácido corrosivo ataque al

metal.

- Agentes de flotación para separar minerales valiosos de su ganga, porque se adsorben

sobre las partículas cargadas negativamente.

- Suavizantes de tejidos y cabellos. Las moléculas se fijan sobre las fibras por su parte iónica

formando una capa hidrófoba que impide su adherencia al secarse y proporciona suavidad. Los

compuestos utilizados con este fin incluyen dos cadenas hidrocarbonadas largas en la

molécula.

[(CH3-(CH2)n-CH2-CH2)2-N(CH3)2]Å Br

-

ETANOLAMINAS: H2N-CH2CH2OH y HN(CH2CH2OH)2

Las etanolaminas son productos industriales muy valiosos que se utilizan, por su carácter

básico, para purificar gases industriales (CO2, SO2, SO3, SH2) al circular a través de una torre

de absorción.

Abreviado como ETA o MEA, es un compuesto químico orgánico que es tanto una amina

primaria, (debido a un grupo amino en su molécula) como un alcohol primario (debido a

un grupo hidroxilo). Como en el caso de otras aminas, la monoetanolamina actúa como

una base débil. La etanolamina es un líquido tóxico, inflamable, corrosivo, incoloro y viscoso,

con un olor similar al amoníaco. Su índice de refracción es 1.4539.

Se la suele llamar monoetanolamina para distinguirla de la dietanolamina (DEA) y de

la trietanolamina (TEA). Es el segundo grupo más abundante en la cabeza polar de

los fosfolípidos, que son substancias que se encuentran en las membranas biológicas.

Se utiliza para fabricar jabón y detergentes, tinta, tinturas, caucho. También se mezcla

con boro para su mejor asimilación en agricultura.



CONCLUSIONES

1. Las bases son de pH mayor a 7 no son buenos conductores de electricidad y se

pueden utilizar como catalizadores.

2. Los ácidospH menor a 7 hay ácidos fuertes y débiles buenos conductores de

electricidad altamente reactivos.

3. Los iones H+dan el carácter acido a los alimentos tales como en el jugo de limón y el

vinagre.

4. Cuando se combinan una disolución acuosa de un ácido con otra de una base,tiene

lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que,generalmente, se

formanaguay sal, es muy rápida.

5. La fuerza de los ácidos y las bases nos ayudan a conocer si sonfuertes o débiles. Un

ácido fuerte es aquel que se ioniza casicompletamente en iones positivos e iones

negativos. Una basefuerte es aquella que se disocia completamente en iones positivos

ynegativos. Los ácidos y bases débilesson aquellas sustancias que noestán totalmente

disociada en una solución acuosa.



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