Investigación de ácidos y bases

2. Teorías de ácidos
   y bases
3. Ácidos
4. Hidróxidos o
   bases
5. Clasificación de los
   ácidos y bases
6. Fuerza de los
   ácidos y las bases
7. Nomenclatura de los
   ácidos
8. Nomenclatura de las
   bases
9. Parámetro de
   ácidos y bases
10. Bibliografía

INTRODUCCIÓN

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre,
el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen
un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos
cuantos cientos de años que se descubrió por
qué estas cosas tenían un sabor ácido. El
término ácido, en realidad, proviene del
término Latino acere, que quiere decir ácido.
Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y
las bases, en esta investigación introduciremos los
fundamentos de la química de los
ácidos y las
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.

TEORIAS DE ÁCIDOS Y BASES

EL CONCEPTO DE
ARRHENIUS

Este concepto define a un ácido como un compuesto
que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un
compuesto que produce iones OH- en una solución de agua.
La fuerza de un
ácido o una base se determina por el grado de
disociación del compuesto en agua. Un ácido o base
fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones
de agua.

Los óxidos de muchos no metales reaccionan con
el agua para
formar ácidos y, consecuentemente, se llama óxidos
ácidos o anhídridos de ácido. Ejemplo:

N2O5 + H2O & 2H+ + 2NO-3

Los óxidos metálicos se disuelven en el agua para
formar hidróxidos. Los óxidos metálicos se
llaman óxidos básicos o anhídridos de bases.
Ejemplo:

Na2O + H2O &  2Na+ +2OH-

Los óxidos ácidos y básicos reaccionan en
ausencia de agua para producir sales. No obstante se debe indicar
que no todos los ácidos y bases pueden obtenerse de
óxidos (HCl y NH3 son ejemplos)

El CONCEPTO DE BRONTED
LOWRY

Según este concepto un ácido es una
sustancia que puede donar un protón y una base es una
sustancia que puede aceptar un protón. La reacción
de un ácido con una base, es la transferencia de un
protón del ácido a la base, es la transferencia de
un protón del ácido a la base.
En la reacción:

HC2H3O2 + H2O & H3O+ + C2H3O2-

La molécula de ácido acético, HC2H3O2,
actúa como un ácido y cede un protón a la
molécula del agua, la cual actúa como una base.
Esta reacción es reversible como indica la doble
flecha.
En la reacción inversa (de derecha a izquierda) el Ion
H3O+ dona un protón al Ion C2H3O2-.
El Ion H3O+, por lo tanto, actúa como un ácido y el
Ion C2H3O2- como una base pues acepta el protón.
En la reacción hacia la derecha, la base  H2O gana un
protón y se transforma en el ácido H3O+  y, el
ácido H3O+ en la dirección inversa pierde un protón y
se convierte en la base H2O. Un par de ácido-base como
éste, relacionado mediante la ganancia o pérdida de
un protón se le llama un par conjugado. Similarmente
el  HC2H3O2 y  C2H3O2-  forman un segundo par
ácido-base conjugados. A estas sustancias que
actúan como ácidos en ciertas reacciones  y
como bases en otras se llaman anfipróticas
Fuerza De Los Ácidos Y Bases De Bronsted
La fuerza de los acidasen términos de Bronsted, se
determina por su tendencia para donar protones y la fuerza de una
base depende de su tendencia para aceptar protones. La
reacción:

              
Ácido1 Base2      
Ácido 2       
Base1
           
HCl      + H2O   &
H3O +      Cl-

Se concluye que  HCl   es un ácido
más fuerte que  H3O+, debido a que el  HCl al
donar su protón (H+)  automáticamente se quedo
sin más protones o Hidrógeno mientras que
el   H3O+ al donar su protón a la base Cl-
todavía le quedo dos más (H+) a eso se
refería Bronsted con la tendencia de donar protones.
El H2O es una base más fuerte que Cl- , debido a que la
molécula del agua tiene éxito
en retener prácticamente todos los protones; se pude notar
en que el agua tiene dos protones (H+) y el Cl- ninguna.
Un ácido fuerte, que presenta una gran tendencia a perder
protones, está conjugado con una base débil, la
cual tiene pequeña tendencia para ganar y retener
protones; mientras más fuerte el ácido más
débil será la base conjugada. Similarmente, una
base fuerza atrae protones y es conjugada necesariamente a un
ácido débil, uno que no pierda protones
rápidamente; entre más fuerte sea la base,
más débil será el ácido
conjugado.

La
fuerza de los ácidos y la estructura
molecular.-

Se dividirán los ácidos en dos tipos:
hidruros covalentes y oxiácidos.
Hidruros: influyen dos factores sobre la fuerza de acidez del
hidruro de un elemento: la electronegatividad del elemento y el
tamaño atómico del elemento. El primero de esto
estos factores se comprenden mejor comparando los hidruros de los
elementos de un periodo. El segundo cobra importancia cuando
hacen las comparaciones en un grupo.
a).- Hidruros de los elementos de un periodo. Las fuerzas de
acidez de los hidruros de los elementos de un periodo aumentan de
izquierda a derecha a través del periodo en el mismo orden
que aumentan las electronegatividades de los elementos.
b).- Los Hidruros de los elementos de un grupo. La acidez de los
hidruros de los elementos de un grupo aumenta  con el
aumento en el tamaño del átomo
central.
Oxiácidos. Los oxiácidos son compuestos que se
derivan de la estructura:

                                                                     
a    b
H-O-Z

La clave de la acidez de estos oxiácidos radica en la
electronegatividad del átomo Z.
Si Z es un átomo de un metal con baja electronegatividad,
el enlace electrónico entre el átomo Z y el
Oxigeno (el
enlace b)  pertenecerá al Oxígeno, el cual tiene una alta
electronegatividad.
Si Z es un átomo de un no metal de una alta
electronegatividad, el enlace indicado b será un enlace
covalente fuerte y no un enlace iónico. En vez de aumentar
la densidad electrónica alrededor del átomo de
oxígeno, Z tendrá a reducir la densidad
electrónica, el átomo de oxígeno
removerá la densidad electrónica de este enlace
H-O, apartándolo del átomo de hidrógeno, lo
cual permite al protón disociarse y hacer ácido al
compuesto.

EL CONCEPTO DE LEWIS

Lewis determinó una base como una sustancia que
posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede
formar un enlace covalente con un átomo, una
molécula o un Ion. Un ácido es una sustancia que
puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones
de la base.
Las sustancias que son bases en el sistema de
Bronsted también son bases de acuerdo con el sistema de
Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un
ácido amplía el número de sustancias que se
clasifican como ácidos. Un ácido de Lewis posee un
orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la
base.
Las especies químicas que funcionan como ácidos de
Lewis, incluyen las siguientes:
Las moléculas o átomos que poseen octetos
incompletos
Varios cationes sencillos
Algunos átomos metálicos

Los compuestos que tienen átomos centrales
capaces de extender sus niveles de valencia

ÁCIDOS

Los ácidos son sustancias puras que, en
disolución acuosa, poseen un sabor característico.
Este sabor nos es familiar por tres ácidos
orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido
acético, presente en el vinagre; el ácido
cítrico, presente en los frutos cítricos
(limón, naranja, pomelo), y el ácido málico,
presente en las manzanas.

En química inorgánica existen dos tipos de
ácidos:

1. Ácidos binarios o hidrácidos,
   constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales
   forman hidrácido) e hidrógeno.
2. Ácidos ternarios u oxácidos,
   constituidos por un no metal, oxígeno e
   hidrógeno.

Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero
el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no
significa que deba tratarse necesariamente de un
ácido.

La reacción de síntesis
de los hidrácidos se ajusta al siguiente
esquema:

No metal + hidrógeno——
hidrácido

Mientras que los de los oxácidos se forman
según la reacción

Óxido ácido +
agua—–oxácido

El más conocido de los hidrácidos es el
ácido clorhídrico que es el responsable de la
acidez del jugo gástrico, mientras que entre los
oxácidos es muy conocido el ácido
sulfúrico

(Llamado antiguamente aceite de
vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia
ácida, tan perjudicial para los bosques.

Características de los
ácidos:

• El ión hidrogeno
  (H+) es constituyente especial de todos ellos.
• Poseen un sabor agrio.-ácido.
• Reaccionan con algunos metales desprendiendo
  hidrógeno (como en el Zn) anaranjado de metilo se torna
  a color rojo; en
  unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con
  la fenolftaleína no produce coloración
  alguna.
• Algunas otras conducen la electricidad en
  disolución acuosa.
• Generalmente son corrosivos.
• Reaccionan con las bases produciendo
  sales.

HIDRÓXIDOS O BASES

Un hidróxido o una base es el resultado de la
combinación de un óxido metálico
(óxido básico) con agua. Los hidróxidos son
compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos):
un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los
hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se
encuentran formando uno o más grupos OH (grupos
hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo
número de átomos de oxígeno que de
hidrógeno.

Hidróxidos bien conocidos son la sosa
cáustica (hidróxido de sodio) y, el más
común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de
calcio).

El esquema de la formación de un hidróxido
por reacción de un óxido básico con agua
es:

Lo que hacen los albañiles cuando echan agua a cal viva es
provocar una reacción química como la que hemos
escrito:

Características de los hidróxidos o
bases:

• El ión o radical hidroxilo (OH-) los
  caracteriza.
• Presentan sabor a lejía (amargo como el
  jabón).
• Son resbaladizas al tacto.
• Con el indicador anaranjado de metilo aparece
  coloración amarilla, la fenolftaleína presenta
  coloración roja intensa y con el tornasol cambia a color
  azul.
• Conducen la corriente
  eléctrica en disolución acuosa (son
  electrólitos).
• Generalmente son corrosivas.
• Poseen propiedades detergentes y
  jabonosas.
• Disuelven los aceites y el azufre.
• Reaccionan con los ácidos para producir
  sales.

CLASIFICACIÓN DE LOS ÁCIDOS Y
BASES

La clasificación de los ácidos está
en función
del número de átomos de hidrógeno que
contienen en su molécula. Los ácidos que contienen
solo un átomo de hidrógeno se llaman
monoprótidos; los que contienen dos átomos de
hidrógeno, diprótidos; los que contienen tres o
más, poliprótidos. Ejemplos:

HCl, HI, HclO Ácidos
monoprótidos

H2SO4, H2ClO4, H2CO3 Ácidos
diprótidos

H3PO4, H3BO3 Ácidos
poliprótidos

De modo semejante a los ácidos, las bases se
denominan monohidroxilas, dihidroxilas y polihidroxilas, si
contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH; respectivamente.
Ejemplos:

NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilas

Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilas

Al(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS
BASES

Ácido fuerte.- Es aquel que se ioniza casi
totalmente en iones positivos e iones negativos.

Ejemplos:

HCl4 ———–Ácido
perclórico

H2SO4 ————-Ácido
sulfúrico

HCl ————Ácido
clorhídrico

Base fuerte.- Es la que se disocia completamente
en iones positivos y negativos.

Ejemplos:

NaOH———-Hidróxido de sodio

KOH———–Hidróxido de potasio

CaOH———-Hidróxido de calcio

Ácido débil y base débil.-
Es aquella sustancia que no está totalmente disociada en
una solución acuosa.

Ejemplos:

Ácidos débiles Bases
débiles

H2CO3———-Ácido carbónico
NH4OH———-Hidróxido de amonio

H2S————-Ácido sulfúrico
N2H4————–Hidracina

HBrO———-Ácido hipobromoso

NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS

Los ácidos se clasifican de la siguiente
manera:

Los hidrácidos provienen de la
reacción de un halógeno con el hidrógeno.
Son compuestos binarios cuya fórmula contiene sólo
dos elementos: hidrógeno y un no metal. Para nombrarlos,
se usa la palabra ácido seguida de la raíz del no
metal con la terminación hídrico. Por
ejemplo:

• HCl Ácido
  clorhídrico

Los oxiácidos provienen de la reacción de
un anhídrido con el agua. Son compuestos terciarios que
incluyen, además del hidrógeno y el no metal, al
oxígeno en su composición. Para nombrarlos se
escribe primero la palabra ácido seguida de la raíz
del no metal con los prefijos o sufijos hipo-oso, oso, ico y
per-ico, que señalan el estado de
oxidación del no metal en el ácido. Por
ejemplo:

• HBrO Ácido
  hipobromoso.

NOMENCLATURA DE LAS BASES

A diferencia de los ácidos, para nombrar a las
bases se escribe primero la palabra hidróxido seguida del
nombre del metal, escribiendo al final el número de
oxidación del catión que tiene en su fórmula
(sistema IUPAC).

O sea, si un catión es monovalente (de una solo
valencia) sólo formará un hidróxido y no se
le asignará ningún número en su
terminación. Por ejemplo, el NaOH se llama
hidróxido de sodio, ya que el metal Na sólo tiene
una valencia (+1).

Si el metal es polivalente (tiene más de una
valencia), al final del nombre se pone, con número romano,
la valencia con que actúa en ese compuesto el metal. Por
ejemplo, en el Fe(OH)2 como el fierro tiene 2 valencias y en este
caso actúa con +2, su nombre será hidróxido
de hierro
II.

PARÁMETRO DE ÁCIDOS Y
BASES

LOS INDICADORES.-

Se les da el nombre de indicadores a los compuestos
químicos orgánicos (electrólitos
débiles) que varían de color de acuerdo con los
cambios de concentración de ácido H3O o base OH de
la disolución a la que se agreguen.

La escala de
pH (es igual
al logaritmo negativo de la concentración de H3O) se
utiliza para indicar la acidez o basicidad de cualquier
disolución acuosa.

Para poder comparar
la acidez y la basicidad en las disoluciones se utiliza una
escala numérica llamada escala pH. Si la
disolución tiene un pH menor que 7 se dice que es
ácida; si el pH es mayor que 7, por el contrario, es
básica. El pH igual a 7 indica que la disolución es
neutra, este es el caso del agua destilada (químicamente
pura), a 25º C y el pH fisiológico de la sangre es
7.4

SUSTANCIAS ÁCIDAS Y
BÁSICAS

(EJEMPLOS)

BIBLIOGRAFÍA

López Caro Gumesindo, Berinstain Bonilla Bladimir
y Camacho Figuerola Pablo.

Química II, México D.F. Editorial
Nueva Imagen 1ra
edición
1993.

Dirección de la obra: Navarro
Joaquín.

Preceptor interactivo Enciclopedia Temática
Estudiantil, Barcelona España
Grupo editorial OCÉANO.

Juárez Cortés Alejandro y Shibásago
Germán Roberto.

Química Creativa III, México D.F.
Fernández Editores.

PRESENTAN:

JAVIER ADAN MÉNDEZ
MÉNDEZ

WILEBALDO RODRÍGUEZ
CALDERÓN

DARVIN RODRÍGUEZ LÓPEZ

GEORGIOS POULIS CRUZ

LÁZARO JIMÉNEZ ISIDRO

MARTÍN SALAZAR SALDAÑA

ESPECIALIDAD:ELECTRÍNICA 2º "A"

ASIGNATURA: QUÍMICA II

COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y
TECNOLÓGICOS DEL ESTADO DE
TABASCO

2º SEMESTRE DE ELECTRÓNICA 30 DE MARZO DEL
2006