martes, 9 de septiembre de 2008

Acidos y Bases

Introducción

Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: “¿Qué es un ácido?” No fue sino hasta 100 años más tarde que se tuvo una buena respuesta y esto es gracias a tres químicos que dedicaban su vida a la búsqueda de una mejor calidad en la ciencia. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis contribuyeron gran parte en lo que es la teoría de los ácidos y bases en las cuales a través del tiempo se han dado cuenta de muchas cosas, gracias a los experimentos de laboratorios que hacían con la ayuda de un papel llamado papel tornasol.
Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la característica de permitir el paso de la corriente eléctrica con mayor o menor facilidad.

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

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.

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry

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-

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

Inventó la teoría del enlace covalente.
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.

Ejemplos

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)

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)

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: + BF3ðH3N-BF3

Biografía de Svante August Arrhenius

Nació en la ciudad de Vik (Song og Fjordane). Sus padres fueron Svante Gustav y Carlonia Thunberg Arrhenius.

A los tres años, aprendió a leer por si mismo y observando los libros de contabilidad de su padre se convirtió en un prodigio de la aritmética. Disfrutaba de usar montones de datos para descubrir relaciones matemáticas y leyes.

A los 7 años ingresó a la Catedral School de Upsala, iniciando en el quinto grado, distinguiéndose en las materias de física y matemáticas, se graduó en 1876 como el estudiante más joven y capaz. Asistió a la universidad de esa misma ciudad cuando tenía 17 años de edad. Insatisfecho con los estudios de fisica de esta universidad entro a estudiar a la Universidad de Estocolmo.

Dio clases de fisica en la Escuela Técnica Superior de esta Universidad (1891-1895), alcanzando el grado de catedrático (1895-1904). En 1904 abandonó su tarea docente para pasar a dirigir en 1905 el Instituto Nobel de Quimica y Fisica , cargo que ocupó hasta 1927. En 1909 fue nombrado miembro de la delegación extranjera de la Royal Society deLondres.

En 1911, durante una visita a los Estados Unidos, fue galardonado con la primera medalla Willard Gibbs y en 1914 recibió la medalla Faraday .

Falleció en la ciudad de Estocolmo el 2 de octubre de 1927.

Caractersiticas Generales de acidos y bases

Las sustancias ácidas o base están presentes en nuestra vida diaria. Hay ácidos organicos y otros inorgánicos.
ACIDOS --->ORGANICOS (seres vivos) : acido cítrico(naranja, limón),acido acetonico(vinagre)

--->INORGANICOS(minerales) : acidos sulfúricos(batería de auto),acidos clorhidricos (jugo gastrico).

LAS BASES (sustancia alcalina) se ocupan en implementos de limpieza corporal o domestica, como jabones, shampoo, limpia vidrios, soda cáustica (NaOH).


1 comentario:

jpg3100 dijo...

pendejos si van a copiar copien bien!!!!
revisen

Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis

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

dice lo mismo!!!!