Datos Personales

Autor: Kevin Baldini

Instituto Universitario de Tecnología Antonio José de Sucre

Carrera: Seguridad Industrial

Profesora: Ing. Ranielina Rondón

Mezcla Alcalina

Se denominan mezclas alcalinas a las formadas por combinaciones compatibles de sosa, carbonato y carbonato ácido. Estas mezclas tienen gran importancia tanto en Química Industrial, como Medio-Ambiental, Alimentaria o Clínica, por lo que su determinación analítica tiene un gran interés.

El carbonato y el carbonato ácido (bicarbonato ó hidrógenocarbonato) pertenecen al sistema ácido-base:

1) Si una disolución que contiene carbonato se valora con un ácido fuerte (p.e. HCl) se producirán las siguientes reacciones volumétricas:

Utilizando los adecuados indicadores visuales, se pueden detectar los dos puntos finales: Con Fenolftaleína el viraje de Rosa a Incoloro nos marcará el paso de carbonato a carbonato ácido. Si a la disolución incolora se le añade Heliantina (Naranja o Anaranjado de metilo) y se valora, el cambio de Amarillo a Rojo localizará el punto final de la transformación de carbonato ácido a  a CO₂.

2) Si la disolución contiene únicamente carbonato ácido, la Fenolftaleína tomaría directamente la forma ácida incolora, y al añadir Heliantina y valorar con ácido fuerte, el viraje marcaría como antes el paso de carbonato ácido a  a CO₂.

3)    Por su parte, si una disolución que contenga hidróxido sódico se valora utilizando el mismo procedimiento, solo hay una reacción volumétrica, que será detectada tanto por la Fenolftaleína (que vira de Rosa a Incoloro) como por la Heliantina (que vira de Amarillo a Rojo)

 

Clasificación de las reacciones Acido-Base

Las reacciones de Acido Base se pueden clasificar en cuatro categorías:

1-    Reacción entre un Acido Fuerte y una Base Fuerte.

Ejemplo:

                        HBr (ac) + KOH (ac) à KBr (ac) + H2O(1)

Como tanto el ácido y la base son electrolitos fuertes, están completamente ionizados en solución, por lo tanto, la ecuación iónica es:

            Br (ac) + K(ac) + OH + H à Br(ac) + K(ac) + H2O(1)

2-    Reacción entre un Acido Fuerte y una Base Debil

Ejemplo:

                        HCI (ac) + NH(ac) à HNCI (ac)

En esta reacción, el ácido está totalmente ionizado pero el amoniaco es un electrolito débil, por lo tanto, la ecuación iónica es:

            CI (ac) + NH (ac) + OH (ac) + H+(ac) à  NH (ac) + CI (ac) + H2O(1)

3-    Reacción entre un Ácido Débil y una Base Fuerte.

Ejemplo:

                        HF (ac) + KOH (ac) à  KF (ac) + H2O(1)

En este ejemplo, el HF es un electrolito débil y por lo tanto no está totalmente ionizado y como la base es fuerte, la ecuación iónica es:

            FH (ac) + K (ac) + OH à  F (ac) + K (ac) +H2O(1)

4       4-    Reaccion entre un Acido Debil y una Base Debil

Ejemplo:

                        FH (ac) + NH (ac) à  NHF (ac)

Dado que el Ácido y la Base son electrolitos débiles su ionización es incompleta, la ecuación se representa, por ejemplo:

            FH (ac) + NH (ac) à  NH  (ac) + F (ac) + H2O(1)

PH y POH

PH

El pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una disolución p = –log[...]. También se define el POH, como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido. pOH = –log [OH^-].

Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones [OH^–] y [H₃O⁺], se tiene:

K (constante)_{w (water; agua)} = [H₃O⁺]·[OH^–] = 10^–14, donde [H₃O⁺] es la concentración de iones hidronio, [OH⁻] la de iones hidroxilo, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴.

Por lo tanto,

log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H₃O⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Por lo que se pueden relacionar directamente los valores del pH y del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

  

POH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH- 
Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7. 

El pH es la concentración de hidrógenos presentes en determinada sustancia. El término significa potencial de hidrogeno. 
y difinitivamente no es lo mismo tienen semejanzas estos dos, pero son reacciones diferentes.


Escala de PH y POH

Teoría de Ácido-Base

La teoría fue propuesta por el danés Johannes Nicolaus Brönsted y en británicoThomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius.

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por qué un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H⁺].

Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H⁺].

Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del hidrogenión [H⁺], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión [H⁺].

}  Ácido: sustancia que en disolución acuosa

               produce iones H⁺¹

     ^Ejemplo:

                HCl_(ac) →H⁺¹_(ac) + Cl^-1_(ac)

}  Base: sustancia que en disolución acuosa

              produce iones OH^-1

     ^Ejemplo:

               NaOH_(ac) → Na⁺¹_(ac) + OH^-1_(ac)

NOTA: La teoría de Arrhenius no incluía las bases que no contienen OH como el amoniaco

Propiedades de los ácidos y las bases

ácido + base  base conjugada + ácido conjugado.

La base conjugada es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido un protón, y el ácido conjugado es la especie formada de la base al aceptar el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, según el equilibrio químico. En cada caso, el ácido dona un protón a la base y el ácido conjugado lo hace a la base conjugada.

El agua es anfótera y puede actuar como un ácido o como base. En la reacción entre el ácido acético, CH₃CO₂H, y el agua, H₂O, el agua actúa como una base.

CH₃COOH + H₂O  CH₃COO⁻ + H₃O⁺

El ion acetato, CH₃CO₂^-, es la base conjugada del ácido acético. El ion hidronio, H₃O⁺, es el ácido conjugado del agua.

El agua también puede actuar como un ácido frente a especies básicas. Un ejemplo es el amoniaco:

H₂O + NH₃  OH^- + NH₄⁺

El agua, ácido, se convierte en el ion hidróxido, su base conjugada. El amoniaco se convierte en amonio, su ácido conjugado.

Se considera que los ácidos fuertes se disocian completamente. Por otro lado, los ácidos débiles se disocian de forma parcial. La constante de disociación ácida, K_a, mide el grado de disociación.

La definición de Brønsted–Lowry es más amplia que la de Arrhenius, lo cual le permite clasificar más sustancias: compuestos orgánicos del tipo carboxílico, aminas, y compuestos inorgánicos, como son ácidos inorgánicos, sales ácidas, etc.

Una base de Lewis, que se define como un donante de par de electrones, puede actuar como una base de Bronsted-Lowry ya que el par de electrones pueden ser donados a un protón. Esto significa que el concepto de Brönsted-Lowry no se limita a las soluciones acuosas. Cualquier donante disolvente S puede actuar como un aceptor de protones.

AH + S:  A⁻ + SH⁺

Los disolventes típicos donantes utilizados en la química ácido-base, tales como dimetilsulfóxido o amoniaco líquido tienen un átomo de oxígeno o nitrógeno con un par solitario de electrones que se pueden utilizar para formar un enlace con un protón.

Acidez de Brønsted de algunos ácidos de Lewis

Algunos ácidos de Lewis, que se define como aceptores de pares de electrones, también actúan como ácidos de Bronsted-Lowry. Por ejemplo, el ion de aluminio, Al 3 + puede aceptar pares de electrones de las moléculas de agua, como en la reacción

Al³⁺ + 6 H₂O → Al (H₂O)₆³⁺

El ion aquí formado es un débil ácido Brønsted-Lowry.

Al(H₂O)₆³⁺ + H₂O  Al(H₂O)₅OH²⁺ + H₃O⁺ .....K_a = 1.2 × 10⁻⁵³

La reacción global se describe como hidrólisis ácida del ion aluminio.

Sin embargo, no todos los ácidos de Lewis generan acidez Brønsted-Lowry. El ion magnesio reacciona de manera similar a un ácido de Lewis con seis moléculas de agua

Mg²⁺ + 6 H₂O → Mg (H₂O)₆²⁺

pero muy pocos protones aquí se intercambian ya que la acidez de Brönsted-Lowry del ion aquí es insignificante (K_a = 3.0 × 10^-12).

El ácido bórico también sirve de ejemplo de la utilidad del concepto de Brönsted-Lowry para un ácido que no se disocia, pero que efectivamente dona un protón a la base, el agua. La reacción es

B(OH)₃ + 2 H₂O  B(OH)₄⁻ + H₃O⁺

Aquí el ácido bórico actúa como un ácido de Lewis y acepta un par de electrones desde el oxígeno de una molécula de agua. La molécula de agua a su vez dona un protón a una segunda molécula de agua y, por lo tanto, actúa como un ácido de Brønsted.