lunes, 15 de noviembre de 2010

Teoría de Arrhenius
    La teoría de la disociación electrolítica fue enunciada en el año de 1884 por S. Arrhenius (investigador sueco) y desarrollada posteriormente por Ostwald.
    Arrhenius estableció que las moléculas de ciertas sustancias llamadas electrolitos se disocian en disolución, en partículas con carga eléctrica llamadas iones. La disociación no es completa por lo tanto se produce un equilibrio entre las   moléculas no disociadas y los iones formados en la disociación.
    Por ejemplo, al disolverse en agua, ácido acético, se produce el equilibrio:
CH3 COOH = CH3 COO-+H+
    Entre las moléculas de CH3 COOH sin disociar, los iones acetato e hidrógeno, producidos por las moléculas disociadas.
    De este modo, aparecen en la disolución iones, que conducen la corriente al moverse en la disolución, atraídos por los electrodos.
    La carga de los iones, de un átomo que forman los radicales de los electrolitos, es igual a su valencia. Es negativa para los no metales, y positiva para los metales.
    Los iones actúan independientemente unos a otros así como de las moléculas no disociadas y constituyen partículas distintas con propiedades químicas y físicas características. La disociación de un electrolito es un proceso reversible, ya que en los iones originados se unen a su vez para formar de nuevo las moléculas del correspondiente compuesto.
    Ácido es toda sustancia que conteniendo hidrógeno cede hidrogeniones (H+) cuando está en disolución acuosa.
    Por ejemplo:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
CO2 + H2O H2CO3
    Y una base es toda sustancia que conteniendo grupos OH sede iones hidróxido (HO-) cuando se encuentra en disolución acuosa
    Por ejemplo:
NH3 + H2O NH+4 + OH-



Ácidos y Bases
Ácidos
    Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas.

En química inorgánica existen dos tipos de ácidos:
a. Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales forman hidrácido) e hidrógeno.
b. Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno.
    Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido.
La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema:
No metal + hidrógeno------ hidrácido
Mientras que los de los oxácidos se forman según la reacción
Óxido ácido + agua-----oxácido
    El más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico
(Llamado antiguamente aceite de vitriolo), que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques.
Características de los ácidos:
• El ión hidrogeno (H+) es constituyente especial de todos ellos.
• Poseen un sabor agrio.-ácido.
• Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno (como en el Zn) anaranjado de metilo se torna a color rojo; en unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con la fenolftaleína no produce coloración alguna.
• Algunas otras conducen la electricidad en disolución acuosa.
• Generalmente son corrosivos.
• Reaccionan con las bases produciendo sales.

Distintas definiciones de ácido
    La anterior definición (de ácido) corresponde a la formulada por Brönsted y Lowry en 1923 y generaliza la anterior teoría de ácidos y bases, de Arrhenius, de 1887. En la definición de Arrhenius un ácido es una sustancia que al disociarse produce iones hidrógeno en disolución acuosa. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases también sirve para disoluciones no acuosas; las dos teorías son muy parecidas en la definición de ácido, pero esta última es mucho más general sobre las bases.
    En 1923 Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque su teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis, un ácido es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brönsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis.
• Ejemplos de ácidos de Brönsted y Lowry: HCl, HNO3, H 3 PO 4.
• Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, Al Cl 3, CO2, SO3.
Fuerza de ácidos y bases
• Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta iones H+ pero no los recoge. El ejemplo anterior (ácido clorhídrico) es un ácido fuerte. Otros son el ácido sulfúrico o el ácido nítrico, para estos acidos el pH de una disolución con 0,1 mol de ácido por litro (0,05 mol/L en el caso del ácido sulfúrico que libera 2 protones) será de un cifra en torno a 1.
• Un ácido débil aporta iones H+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos, formando un equilibrio ácido-base. La mayoría de los ácidos orgánicos son de este tipo, y también algunas sales, como el fosfato de amonio ((NH4)H 2 PO 4).
HAc <=> H+ + Ac- (en disolución acuosa)
    En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior.
Bases

    *Una base es, en primera aproximación (según Arrehenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH al medio.

   * La teoría de Bronsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+).

    *Según la Teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases.
Propiedades químicas de las bases:
     Las bases fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o reduce sus propiedades características.
Otras propiedades observables de las bases son las siguientes:
-Tienen un sabor amargo característico.
-Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad.
-Colorean de azul el papel de tornasol.
-Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua
-Cambian de color a los indicadores tratados previamente con ácidos.
-Destruyen los tejidos vivos.
-Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos.
-Generan precipitados (sustancias en fase sólida en el seno de un líquido) al ser puestas en contacto con ciertas sales metálicas (por ejemplo, de calcio y de magnesio).

Tipos de Bases:

    Según las teorías, las bases se clasifican en:

-Bases de Bronsted: Son compuestos capaces de captar un protón. Ejemplo, OH-.
-Bases de Lewis: Son compuestos con pares de electrones sin compartir, que pueden captar un par de electrones para formar un enlace. Ejemplo, NH3.

Con respecto al equilibrio ácido-base, se clasifican en:

-Fuertes, que son aquéllas que en solución se disocian completamente. Como NaOH. Las bases fuertes tienen una reacción mucho menos potente, pero el grado de destrucción es visible

-Débiles, en solución se ionizan parcialmente. como NH3.
Nomenclatura de bases
    Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ión hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:

Fórmula
Tradicional
Stock
IUPAC
Cu(OH)
Hidróxido cuproso
Hidróxido de cobre (I)
Monohidróxido de cobre
Cu(OH)2
Hidróxido cúprico
Hidróxido de cobre (II)
Dihidróxido de cobre

    Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en oso y cuando se usa la mayor termina en ico. En la nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Tri, Penta, Hexa, Mono, Di, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ión OH con carga −1.

PH
    Una explicación del PH es que es la efectividad del hidrógeno.
    La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico o mejor conocido como “Potencial de Hidrógeno”. A medida que el potencial de liberar iones de hidrógeno incrementan en una sustancia el valor del pH será menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.
    El PH se mide en soluciones acuosas, extractos, en productos con consistencia sólida o también en el cuerpo humano. También es importante que para hacer una medición correcta debe darse una humedad suficiente del objeto medido.
    Las soluciones con un PH inferior a 7 reaccionan de manera ÁCIDA, con un valor de PH 7 son neutras. En soluciones con PH SUPERIOR A 7 reaccionan de manera BÁSICA.
El valor de PH se determina por medio de indicadores o aparatos de medición digitales.


Escala de PH
    La escala del pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución sería neutral.
    La escala del pH es logarísmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.











Indicadores
    Los indicadores son sustancias colorantes que cambian su color en un rango de PH determinado. El uso de tiras de pruebas o papeles indicadores han constituido las variantes de menor precisión al respecto. Con los aparatos de medición digitales se obtiene una determinación rápida y correcta.


    Un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.

    Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varía mucho según el tipo de valoración y el indicador. Los indicadores más usados son:
  • Indicador de pH, detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína.
Son sustancias que ponen de manifiesto cuándo ha ocurrido una determinada reacción o proceso químico no definido visualmente.
     
      Así, p. ej., si dos reactivos por sí solos no ponen de manifiesto visiblemente cuándo ha llegado a su fin la reacción, es necesaria la adición en pequeñas proporciones de una tercera sustancia, llamada i., que reacciona, bien cambiando de color o bien formando un precipitado, solamente cuando la reacción principal se ha producido totalmente.
     
      Aunque el empleo de i. q. está muy generalizado, su principal campo de aplicación es el de la Química analítica.


 
Tipos de Indicadores

      a) Indicadores ácido-base. Son ácidos orgánicos débiles (i. ácidos) o bases orgánicas débiles (i. básicos) que presentan un marcado cambio de color dentro de un intervalo de pH (v.) definido y relativamente estrecho, atribuido a una disociación del i. Si consideramos un i. básico (IOH) y un i. ácido (IH), según la teoría anterior tendrían lugar los siguientes equilibrios:
     
          IH    ~-    H' +I
     
      (color ácido)    (color básico)
     
      IOH    F-- OH +I
     
      (color básico)    (color ácido)
     
      Por aplicación de la ley de acción de masas, p. ej., a la primera de las ecuaciones anteriores tendremos:
     
      K,=[Hl[I] [IH]


      En donde Kt es la constante de disociación del i. cuyo valor condicionará, para una determinada concentración de [H-1-1, la proporción de las dos formas coloreadas (ácida y básica) presentes en la reacción, proporción que a su vez condicionará el color observado por el ojo humano. Es decir, que un i. no cambia su color bruscamente para una concentración definida de iones hidrógeno, sino que lo hace gradualmente dentro de un pequeño intervalo de [H+1. Este intervalo de pH (v.) se llama «intervalo de viraje» del i. En la figura se dan gráficamente los intervalos de viraje de varios i. que cubren valores de pH entre 1 y 12. Así, p. ej., el amarillo de alizarina tiene un intervalo de viraje entre pH 9 (amarillo) y pH 12 (violeta), aunque en realidad cualquier observador podría fijar estos límites entre el pH 8,9 y 12,2, es decir, el límite exacto depende en cierta medida del criterio subjetivo del observador.
     
      Con objeto de paliar los errores a que dan lugar en ciertos casos los i. convencionales, es recomendable utilizar mezclas de dos i. o de un i. y un colorante, obteniéndose así un viraje neto a un pH definido.
     
      b) Indicadores de oxidación-reducción. Cuando en las reacciones de oxidación-reducción (v.) el agente oxidante o reductor no presenta diferencias de color entre ninguna de sus formas, es necesaria la utilización de un i. de naturaleza orgánica o inorgánica que cambie de color en un determinado intervalo de potencial de oxidación reducción, siempre que se opere en ciertas condiciones de acidez. También se utilizan i. que actúan oxidándose o reduciéndose por la acción de un ligero exceso del agente oxidante o reductor, observándose así un cambio de coloración en el punto final de la reacción.
     
      c) Indicadores de precipitación. Este tipo de i. es utilizado en las valoraciones volumétricas de precipitación, en las que es necesario determinar con precisión el punto de equivalencia, es decir, el instante en que el reactivo y la sustancia que se valora se hallen en proporción estequiométrica. Aunque la determinación del punto final de la valoración puede hacerse por medios electrométricos, en la práctica son preferidos los métodos visuales, entre los cuales cabe distinguir aquellos en que se forma un compuesto soluble de color característico en el punto de equivalencia, o bien un segundo precipitado de color característico. También son de destacar los i. que son absorbidos superficialmente por el precipitado, una vez alcanzado el punto de equivalencia, presentando distinto color antes y después de ser absorbidos. Tal es el caso de ciertos colorantes de la serie de la fluoresceína y de la rodamina. (V. ABSORCIÓN Y ADSORCIÓN).




Flores Rodriguez Julio César
Fuentes Fermoso M. Fernanda Romina
Duran Cano Brenda

Robles Gonzales Citlalli
Gonzales Simón Kathia






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