Resumen Química III° Medio

Reacciones ácido-base en solución acuosa

Características de los ácidos

- Sabor ácido

- Sustancias comunes: café, chocolate, cerveza, vino, leche

- Sustancias de laboratorio: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido clorhídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3)

- Indicadores cualitativos: una sustancia básica cambio su color a un tono rojizo en presencia de ácido

- Indicadores cuantitativos: de pH 0 a 6,9. El pH 7 es neutro

- Reaccionan con los metales: HCl + Mg -> MgCl2 + H2 (se libera)

- Reaccionan con las bases formando un proceso llamado neutralización:

HCl + NaOH -> NaCl (sal) + H2O (agua)

- Son conductores de la electricidad (electrolito)

Características de las bases (álcali)

- Sabor amargo (agrio)

- Sustancias comunes: NaOH (soda cáustica), producto de limpieza

- Sustancias laboratorio: NaOH (hidróxido de sodio), NH4OH (hidróxido de amoniaco)

- Jabonosas al tacto

- Indicadores cualitativos: color morado, azul, verde

- Indicadores cuantitativos: de pH 7,1 a 14

- No reaccionan con los metales

- Reaccionan con las bases formando un proceso llamado neutralización:

NaOH + HNO3 -> NaNO3 + H2O

- Son conductores de la electricidad (electrolito)

Teorías ácido-base

1.- Teoría de Arrhenius:

Ácido: sustancia que libera H⁺

H2SO4 -> 2 H⁺ + SO4^⁻2 ;  porque las sumas de las cargas tienen que dar 0

Base: sustancia que libera OH⁻

Mg (OH)2 -> Mg^⁺2 + 2 OH⁻

2.- Teoría de Brönsted - Lowry

Ácido: libera H⁺, transformándose en base conjugada

Base: capta H⁺, transformándose en ácido conjugado

HF (ácido) + H2O (base) -> H3O⁺ (ácido conjugado) + F⁻ (base conjugada)

El HF es ácido porque libera H⁺ quedando F⁻, el cual sería base conjugada

El H2O es base porque capta H⁺ quedando H30, el cual sería ácido conjugado

Producto iónico del agua

El agua se auto ioniza por sí sola

H2O -> H⁺ (ácido) + OH⁻ (base)

Como es una reacción reversible, tiene una constante de equilibrio:

Kw (constante del producto iónico del agua) = [H⁺] x [OH⁻]; donde […] equivale a la concentración

1 x 10^-14 M = [1 x 10^-7 M] x [1 x 10^-7 M]

- La multiplicación se H⁺ por OH⁻ siempre va a dar 1 x 10^-14 M, que es la Kw

- Sólo la Temperatura puede cambiar la constante

- El ácido y la base son inversamente proporcionales. Ej.: si se agrega un ácido a una sustancia, se aumenta la concentración de éste, y se diminuye la de la base para mantener la Kw

Disociación = separar -> H2O -> H⁺ + OH⁻

Electrólisis = romper -> 2 H2O -> 2 H2 +  O2

Cálculo de pH

El pH es la expresión de la acidez y basicidad (alcalinidad) de una solución

pH = -log [H⁺]

pOH = -log [OH⁻]

pH + pOH = 14

Antilog

A partir del pH se puede calcular la concentración de H⁺

- Si el pH es un número entero, la [H⁺] es 1 x 10^2 M (el 10 se eleva la pH)

- Si el pH es un número decimal, primero se busca el entero superior a ese número. Luego se resta ese entero al decimal. Finalmente se busca el antilog del resultado de la resta y se multiplica por 10 elevado al negativo del entero superior.

Ej.: pH = 7,4

Sería 8 – 7,4 lo que da 0,6. Después se coloca así:

H⁺ = antilog 0,6 x 10^⁻8 M (donde ⁻8 es el negativo del entero superior a 7,4)

Se calcula el antilog de 0,6 y queda:

H⁺ = 3,98 (antilog 0,6) x 10^⁻8 M ó se puede aproximar: 4 x 10^⁻8 M

 Ácidos y Bases débiles

- Ácido débil: se libera en forma parcial los H⁺, es decir, se disocia parcialmente

CH3COOH (ácido etanoico) -> CH3COO⁻ + H⁺

- Base débil: se libera en forma parcial los OH⁻

NH4OH (hidróxido de amonio) -> NH4⁺ + OH⁻

- Si un ácido tiene Ka (constate de acidez) será débil

- Si una base tiene Kb (constante de basidez) será débil

[H⁺] = √ Ka x []

[OH⁻] = √ Kb x []

[] = concentración M

√ = raíz de la multiplicación