Acidos Sales

Acidos, Bases y Sales

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH^–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H⁺] = [OH^–]. (Ver: Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H⁺) o iones hidróxido (OH^-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH₃) que carecen del grupo OH^- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H⁺, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Los ácidos y las bases se caracterizan por:

Ácidos	Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc).	Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol	En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases	Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)	Producen una sensación untuosa al tacto
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno	Precipitan sustancias disueltas por ácidos
Neutralizan la acción de las bases	Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química	En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)	Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales	Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias	Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases	Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
	Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites

Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H⁺) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H⁺ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base	Protón que gana	Ácido conjugado
OH-	H+	H2O
NH3	H+	NH4+
CO3-2	H+	CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido	Protón que pierde	Base conjugada
ClH	H+	Cl-
SO4H2	H+	SO4H-
NO3H	H+	NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO₄H₂, NO₃H, etc.) y débiles (PO₄H₂^–, CH₃COOH, CO₃H₂, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)₂, etc.) y débiles (NH₃, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (K_B) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

Reacción ácido-base

Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.

A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas olíquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

           Reacciones de los acidos

• 3. ACIDOS Tienen sabor agrio Son corrosivos a la piel Enrojecen ciertos colorantes Disuelven sustancias Atacan a los metales (Mg, Zn, Fe) desprendiendo H 2 Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH) H + BASES- álcalis Tienen sabor amargo Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel Dan color azul a ciertos colorantes vegetales Precipitan sustancias disueltas por ácidos Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos) OH - Teoría clásica de Arrhenius HCl + Mg -> H2 + MgCl HCl + KOH -> H2O + KCl Ácido Base Agua Sal NEUTRALIZACION

                             SALES

Propiedades químicas

Las propiedades químicas vienen determinados por las propiedades de los cationes y aniones o una parte de ellos.

Las sales reaccionan con los ácidos y las bases, obteniéndose el producto de reacción y un gas precipitado o una sustancia tal como agua

Las sales reaccionan con los metales cuando éste se libera de la sal de metal en una serie electroquímica de reactividad:

Las sales reaccionan entre sí y el producto resultante de la reacción (producen gas, y precipitan sedimentos o agua); estas reacciones pueden tener lugar con el cambio en los estados de oxidación de los átomos reactivos:

Algunas sales se descomponen cuando se calientan:

                Electrolitos y no electrolitos

Los electrolitos son sustancias (ácidos, bases y sales) que al disolverse en agua o fundidos, conducir la corriente eléctrica. Los electrolitos pueden clasificarse como: Débiles Fuertes Según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible.Estas sustancias son buenas conductoras de la electricidad ya sea fundida o en solución. Por ejemplo KNO3 -> K+ + NO-NaOH -> Na+ + OH-H2SO4 -> 2H+ + SO4-2ELECTROLITO

                    Electrolitos fuerte y débil

Se ionizan casi por completo en un disolvente. Son buenos conductores de la electricidad.SvanteArrhenius consideró que un electrolito es una sustancia que, al disolverse en agua, conduce la corriente eléctrica, porque sus moléculas se disocian en iones, es decir, átomos cargados con electricidad. Puede haber electrolitos fuertes (cuando la disociación es prácticamente total), electrolitos débiles (si se disocia menos del 1% de las moléculas), y no electrolitos (si no se produce la disociación). Son electrolitos fuertes, el ácido clorhídrico (HCl), el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3); todos los hidróxidos (excepto el hidróxido de amonio NH4OH) y la mayoría de las sales.ELECTROLITO FUERTE

Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia parcialmente, son reacciones de tipo reversible. Estas sustancias no son buenas conductoras de la electricidad.Por ejemplo: NH4OH ⇄ NH4+ + OHSe ionizan solo de forma parcial, conducen la electricidad en menor grado que una solución de igual concentración de un electrolito fuerte. ELECTROLITO DEBIL

                            No electrolitos

6. No producen iones al disolverse en agua. Ejemplo alcoholes (-ROH). Los no electrolitos son sustancias que ni fundidos ni en solución conducen la corriente eléctrica.Lo anterior se puede resumir de la siguiente manera:Para que una solución conduzca la corriente eléctrica debe estar formada por un electrolito y un disolvente polar. Si la solución no conduce la corriente eléctrica, se puede deber a dos factores:a. el soluto es no electrolito y/ob. el disolvente es no polar. Tanto disolvente como soluto puro son malos conductores de la electricidad.  Los electrolitos al disolverse en un disolvente polar pueden:a. disociarseb. ionizarseNO ELECTROLITO

                                Disociación

7. Disociación en química es un proceso general en el cual complejos, moléculas o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones o radicales, usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación, síntesis o a la recombinación.Cuando un ácido de Bronsted-Lowry se pone en el agua, un enlace covalente entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno se rompe por la fisión heterolítica, lo que da un protón y un ión negativo.DISOCIACION

Ionización del agua

El agua no es un líquido químicamente puro, ya que se trata de una solución iónica que siempre contiene algunos iones H3O+ y OH–. El producto [H+]•[OH-]= 10–14 se denomina producto iónico del agua. Ese valor constituye la base para establecer la escala de pH, que mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa; es decir, su concentración de iones [H+] o [OH–], respectivamente.

Introducción al pH

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. Lo que el pH indica exactamente es la concentración de iones hidronio (o iones hidrógeno) — [H3O+] o solo [H+]— presentes en determinadas sustancias.

La sigla pH significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, = peso; potentia, = potencia; hydrogenium, = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.

El término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7.

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

Los organismos vivos no soportan variaciones del pH mayores de unas décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución mecanismos que mantienen el pH constante.

                      NEUTRALIZACION

• 2. Neutralizacion: La reacción entre un ácido y una base se denomina neutralización . Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base -> sal haloidea + agua
• 3. Neutralizacion: En el momento de la neutralización se cumple que el número de equivalentes de ácido que han reaccionado (N • V) es igual al número de equivalentes de la base (N' • V'): N • V = N' • V'
• 4. Neutralizacion: Según el carácter del ácido y de la base reaccionante se distinguen cuatro casos: ácido fuerte + base fuerte ácido débil + base fuerte ácido fuerte + base débil ácido débil + base débil
• 5. ACIDO FUERTE + BASE FUERTE Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal y agua. Un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH: HCl (ac) + NaOH (ac) à NaCl (ac) + H2O (liq) Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte , el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia. El punto de la curva en que el número de equivalentes de base añadidos iguala al número de equivalentes de ácido es el punto de equivalencia o punto de neutralización , y en este momento pH=7
• 6. ACIDO FUERTE + BASE DEBIL Si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil ( NH 3 ), el pH se mantiene muy bajo mientras aún existe ácido libre y después de alcanzar la neutralidad, el ligero exceso de NH 3 eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos. En este caso, en el punto de equivalencia el pH < 7.
• 7. ACIDO DEBIL + BASE FUERTE Si tenemos un ácido débil , por ejemplo 0,1N de ácido acético , el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH ) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre. En este caso, en el punto de equivalencia l pH > 7
• 8. ÁCIDO DÉBIL + BASE DÉBIL Al valorar un ácido débil ( acético ) con una base débil ( NH 3 ), no se producen variaciones bruscas en el pH.
• 9. Aplicaciones: Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Una titulación, es un proceso químico en el cual no conoces la concentración de una sustancia, y por medio de una reacción de neutralización, lo podemos determinar. Antiácidos estomacales que no son más que un conjunto de bases (hidróxidos) que cuando los consumes, llevan acabo una reacción de neutralización que calmarán rápidamente tu acidez. En un laboratorio, cualquier tipo de sustancia que necesitaras eliminar o desechar, si quieres ser prudente con el medio ambiente, debe ir neutralizada.
• 10. Titulación de neutralizacion: Se efectúa una reacción de neutralización en la cual un ácido reacciona con una cantidad equivalente de base. Una titulación es una reacción que se efectúa entre una sustancia de concentración desconocida y otro de concentración conocida, la reacción debe de ser rápida y cuantitativa. Una de las dos sustancias se coloca en bureta para conocer el volumen en el punto de equivalencia. Este punto se detecta mediante el cambio de color de un indicador ( vire) que se añade a la solución.
• 11. Indicadores: Muchas sustancias presentan diferentes colores de acuerdo con el pH en que se disuelven y se utilizan como indicadores. Muchos indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles.
• 12. Neutralizacion en campo de T.A.R. El tratamiento de neutralizacion se utiliza normalmente en los siguientes casos que se presentan en la depuración de A.R. :
• 13. Neutralizacion en campo de T.A.R. El tratamiento de neutralizacion se utiliza normalmente en los siguientes casos que se presentan en la depuración de A.R. :
• 14. Método para la Neutralizacion de A.R.
• 15. Neutralizacion: neutralizacion
• 16. NOM-127-SSA1-1994 Tratamientos para la potabilización del agua. La potabilización del agua proveniente de una fuente en particular, debe fundamentarse en estudios de calidad y pruebas de tratabilidad a nivel de laboratorio para asegurar su efectividad. Se deben aplicar los tratamientos específicos siguientes o los que resulten de las pruebas de tratabilidad, cuando los contaminantes biológicos, las características físicas y los constituyentes químicos del agua enlistados a continuación, excedan los límites permisibles establecidos en el apartado 4.
• 17. Límites permisibles de características químicas El contenido de constituyentes químicos deberá ajustarse a lo establecido en la Tabla 3. Los límites se expresan en mg/l, excepto cuando se indique otra unidad. CARACTERISTICA LIMITE PERMISIBLE Aluminio 0.20 Arsénico 0.05 Bario 0.70 Cadmio 0.005 Cianuros (como CN-) 0.07 Cloro residual libre 0.2-1.50 Cloruros (como Cl-) 250.00 Cobre 2.00 Cromo total 0.05 Dureza total (como CaCO3) 500.00 Fenoles o compuestos fenólicos 0.001 Fierro 0.30 Fluoruros (como F-) 1.50 Manganeso 0.15 Mercurio 0.001 Nitratos (como N) 10.00 Nitritos (como N) 0.05 Nitrógeno amoniacal (como N) 0.50 pH (potencial de hidrógeno) en unidades de pH 6.5-8.5 Plaguicidas en microgramos/l: Aldrín y dieldrín (separados o combinados) 0.03 Clordano (total de isómeros) 0.30 DDT (total de isómeros) 1.00 Gamma-HCH (lindano) 2.00 Hexaclorobenceno 0.01 Heptacloro y epóxido de heptacloro 0.03 Metoxicloro 20.00 2,4 - D 50.00 Plomo 0.025 Sodio 200.00 Sólidos disueltos totales 1000.00 Sulfatos (como SO4=) 400.00 Sustancias activas al azul de metileno (SAAM) 0.50 Trihalometanos totales 0.20 Zinc 5.00