Integrentes

Jorge Sanhueza y Maite Muñoz

Características particulares de las bases

• Son electrolitos (conducen la corriente eléctrica)
  


• Vuelve azul al papel tornasol
  


• No reacciona con los metales
  


• Presenta un ph. superior a 7,01
  


• Las bases y los ácidos se neutralizan mutuamente si se encuentran con la misma concentración.

Características generales de los ácidos y bases

Las sustancias ácidas o bases están presentes en nuestra vida diaria. Hay ácidos orgánicos y otros inorgánicos.

Los Ácidos:

• orgánicos (seres vivos) = ácido cítrico (naranja, limón), ácido acetónico (vinagre)
  
• inorgánicos (minerales) = ácido sulfúrico (batería de autos), ácido clorhídricos (jugo gástricos)
  

Las Bases:

• O sustancias alcalinas se ocupan en implementos de limpieza corporal o doméstica, como jabones, shampoo, limpia vidrios, soda cáustica (NaOH)
  

Aplicaciones de la vida diaria

1) Ácido Sulfúrico = Batería de autos

El Ácido Sulfúrico es un producto industrial fundamental. Sus aplicaciones son numerosísimas y su consumo es extraordinario, por su facilidad de reacción con otras materias, eliminando metales, oxígeno, agua y otras sustancias.


2) Ácido Acético = En el vinagre

El ácido acético es producido tanto sintéticamente y por fermentación bacterial. Hoy en día, la ruta biológica proporciona cerca del 10% de la producción mundial, pero sigue siendo importante en la producción del vinagre, dado que las leyes mundiales de pureza de alimentos estipulan que el vinagre para uso en alimentos debe ser de origen biológico.

3) Ácido Acetilsalicílico = En la aspirina

Sus efectos analgésicos, antipiréticos y antiinflamatorios se deben a las asociaciones de las porciones acetilo y salicilato de la molécula intacta, como también a la acción del metabolito activo salicilato

Soluciones de electrolitos (fuertes-débiles)

Un electrólito es una sustancia que se descompone en iones (partículas cargadas de electricidad) cuando se disuelve en los líquidos del cuerpo o el agua, permitiendo que la energía eléctrica pase a través de ellos.
Los electrólitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.

• Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible.
• Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua lo hace parcialmente y produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible.
  Los electrolitos generalmente existen como ácidos, bases o sales.

Reconociendo acidos-bases

REACTIVOS

• zinc en granallas
• mármol en trozos o piedra caliza
• fenolftaleína (indicador ácido-base)
• Amoníaco
• vinagre y jugo de limón
• disolución de: HCl, HNO3, NaOH, NaHCO3
• grasa animal o manteca animal
  

MATERIALES

• gradilla con 7 tubos de ensayo
• mechero, rejilla y trípode
• vaso de precipitado de 100 ml
• vidrio de reloj, pipeta y pinzas de madera
  

PROCEDIMIENTO

1. Primer ensayo: coloca un trocito de Zn en cada uno delos tubos de ensayo y después agrega de 1 a 2 ml de los reactivos a cada uno de los tubos de ensayo, en forma separada.
2. Segundo ensayo: repite el primer ensayo colocando ahora trocitos de mármol o piedra caliza en los siete tubos de ensayo y agrega un reactivo en cada uno de ellos
3. Tercer ensayo: lava los tubos de ensayo y pon en cada uno 1 ml de los reactivos. Añade de a 3 a 4 gotas de fenolftaleína en cada tubo.
4. Cuarto ensayo: coloca una muestra de grasa o manteca animal en cada uno de los siete tubos de ensayo y agrégales de 1 a 2 ml de los reactivos. Tapa los tubos con un tapón y agítalos.
5. Quinto ensayo: con ayuda de las pinzas, calienta suavemente al baño María cada uno de los tubos del ensayo anterior.
   

"Gilbert Newton Lewis (1875-1946)"

Químico estadounidense, célebre por su teoría de la interpretación del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la física teórica, sobre todo al estudio de la termodinámica química. Desarrolló una teoría sobre la atracción y valencia químicas con el químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la estructura atómica de las sustancias, conocida como teoría Langmuir-Lewis. También se le conoce por su trabajo sobre la teoría de las disoluciones y la aplicación de los principios de la termodinámica a los problemas químicos.
Murió a los 70 años de un ataque cardíaco mientras se encontraba trabajando en su laboratorio en Berkeley.

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted – Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
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-

Ejemplo de la teoría de Bronsted – Lowry:

- En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.

HCl (g) + H2O (l) -> H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. 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

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en 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.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:

• Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
• Las bases liberan iones hidróxido en agua.

Ejemplo de la teoría de Arrhenius:

- El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio

2 HCl (ac) + Mg -> H2 (g) + MgCl2 (ac)

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 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.

Ejemplo de la teoría de Lewis:

- El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N + BF3 <-> H3N-BF3

Las disoluciones acuosas de los ácidos (caracteristicas particulares)

• Tienen sabor agrio


• Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos.


• Enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura tornasol o decoloran el repollo morado, es decir, cambian el papel tornasol de azul a rojo.


• Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando Hidrógeno Gaseoso (H2)


• Reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las bases.


• Tienen un pH menor a 7.