- ¿ Que son soluciones acuosas?
- ¿ Que son electrolitos?
- ¿ Explique los tipos de electrolitos?
- Explique las teorías que explican el comportamiento de ácidos y bases: Arrehenius, Bronsted - Lowy, Lewis.
- ¿Que es potencial de hidrógena o PH?
- Explique el proceso de disociación iónica del agua.
Desarrollo:
1.
Se habla de una disolución acuosa (aq o ac) siempre que el disolvente (o el disolvente mayoritario, en el caso de una mezcla de disolventes) es agua. El agua como disolvente es muy polar y forma puentes de hidrógeno muy fuertes. Las disoluciones acuosas tienen una gran importancia en la biología, desde los laboratorios de ciencia básica hasta la química de la vida, pasando por la química industrial. Por la vasta cantidad y variedad de sustancias que son solubles en agua, esta se denomina a vecesdisolvente universal.
Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio, son los más solubles en agua, mientras que los compuestos covalentes suelen ser tan poco solubles como los metales insolubles.
Se habla de una disolución acuosa (aq o ac) siempre que el disolvente (o el disolvente mayoritario, en el caso de una mezcla de disolventes) es agua. El agua como disolvente es muy polar y forma puentes de hidrógeno muy fuertes. Las disoluciones acuosas tienen una gran importancia en la biología, desde los laboratorios de ciencia básica hasta la química de la vida, pasando por la química industrial. Por la vasta cantidad y variedad de sustancias que son solubles en agua, esta se denomina a vecesdisolvente universal.
Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio, son los más solubles en agua, mientras que los compuestos covalentes suelen ser tan poco solubles como los metales insolubles.
2.
Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica.
3.
Se clasifica en "Electrolitos fuertes" y "Electrolitos débiles":
Electrolitos fuertes:
Se caracterizan por disociarse completa o casi completamente en una solución acuosa, un ejemplo es el cloruro de sodio (sal de mesa) o cualquier compuesto de coordinación es un electrolito fuerte.
Se clasifica en "Electrolitos fuertes" y "Electrolitos débiles":
Electrolitos fuertes:
Electrolitos debiles:
Un electrolito debil se caracteriza por disociarse parcialmente en una solución acuosa, los ácidos orgánicos son ejemplos de disociación débil, o el ácido fluorhídrico. Cualquier ácido que posea mas de un protónn para disociarse, por lo general es débil.
4.
Teoría de Ácidos y Bases de Arrhenius
Él 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- H2O
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que en una solución acuosa:
- Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
- Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
- Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
- Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que en solución acuosa:
- Tienen un sabor amargo.
- Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
- Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
- Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Acidos y bases de Arrhenius:
-Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
-Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son:
- Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
- Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
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-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
- Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
- Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
5.
El potencial de hidrógeno, pH, es el término que nos indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. Se define como el logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, H+, cambiado de signo:
pH = -log [H+]
Donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
pH = -log [H+]
Donde [H+] es la concentración de iones hidrógeno en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, H3O+, el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.
6.
El agua es un electrolito débil y es capaz de disociarse en una proporción muy escasa y originar tanto H+como OH- (Figura izquierda de la tabla). Se comporta, por tanto, como ácido y como base. Por este motivo se dice que el agua es una sustancia anfótera o anfolito.
Según la ley de acción de masas (LAM):
Como la concentración del agua no disociada es muy grande (55,5 M) y permanece prácticamente inalterada, su valor se incluye en la constante, que pasa a llamarse producto iónico del agua (Kw):
El valor de Kw , medido a 24º C es 10-14 moles2 litro-2. Como este valor es constante, las concentraciones de H+ y OH- guardan una relación inversa: si una de ellas aumenta, la otra disminuye.
En el agua pura ambas concentraciones son iguales:
Como [H2O]= 55,5 M y [H+]=10-7 M, esto quiere decir que en el agua pura una de cada 555 millones de moléculas está disociada.
El agua es un electrolito débil y es capaz de disociarse en una proporción muy escasa y originar tanto H+como OH- (Figura izquierda de la tabla). Se comporta, por tanto, como ácido y como base. Por este motivo se dice que el agua es una sustancia anfótera o anfolito.
Equilibrio de disociación del agua
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Constante de equilibrio
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Según la ley de acción de masas (LAM):
Como la concentración del agua no disociada es muy grande (55,5 M) y permanece prácticamente inalterada, su valor se incluye en la constante, que pasa a llamarse producto iónico del agua (Kw):
El valor de Kw , medido a 24º C es 10-14 moles2 litro-2. Como este valor es constante, las concentraciones de H+ y OH- guardan una relación inversa: si una de ellas aumenta, la otra disminuye.
En el agua pura ambas concentraciones son iguales:
Como [H2O]= 55,5 M y [H+]=10-7 M, esto quiere decir que en el agua pura una de cada 555 millones de moléculas está disociada.
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