Acidos y Bases
Páginas: 12 (2754 palabras)
Publicado: 15 de septiembre de 2011
Ácidos y bases. Definiciones.
Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle, 1627-1691) se basaron en ciertas propiedades empíricas: sabor agrio (vinagre = acetum Þ ácido), virar al rojo el papel de tornasol, desprender hidrógeno con ciertos metales, producir efervescencia de los carbonatos alcalinotérreos, etc.
Las bases, los álcalis (en árabe, "ceniza de las plantas”), eran otro grupode compuestos que neutralizaba los efectos de los ácidos. Tenían sabor amargo, eran deslizantes al tacto, viraban a azul el papel de tornasol, disolvían al azufre, etc.
En 1787, Lavoisier propuso que todos los ácidos se componían de un principio acidificante, oxígeno, y de una base acidificable, tal como fósforo o azufre.
Pero en 1811, Humphrey Davy demostró que los ácidos clorhídrico,sulfhídrico, entre otros, no tenían oxígeno y que muchos compuestos binarios del oxígeno (óxido de calcio, óxido de potasio, etc.) carecían de propiedades ácidas.
En 1838, Liebig indico que "todos ácidos deben contener hidrógeno sustituible por metales".
En 1883 Arrhenius se presentó en la Academia Sueca y dos años más tarde publicó su "Teoría de la disociación electrolítica", según la cual unácido al disolverse en agua da iones de hidrógeno hidratados, mientras que una base es un compuesto que se disocia en disolución acusa produciendo iones oxhidrilo. El proceso de neutralización consiste en la reacción, muy favorecida entre el ión hidrógeno y el ión oxhidrilo:
H3O+ + OH- =2H2O (DH=-111,8 KJ).
En general (ácido + base = sal + agua) el calor de neutralización es casiindependiente del ácido y base de los que se trate (en especial si se trata de ácidos y bases fuertes).
Esta definición permite determinar cuantitativamente la fuerza del ácido o de la base, correlacionar las propiedades catalíticas de los ácidos, relacionar la actividad catalítica de los protones en la esterificación del ácido fórmico, y explicar las conductividades.
Con anterioridad, en 1833,Faraday formuló las leyes de la electrolisis. También se conocían, con anterioridad a la teoría de Arrhenius, las leyes de Raoult y las anomalías presentadas por determinadas sustancias como el cloruro de potasio, sulfato de potasio, etc, que presentaban coeficientes de Vant Hoff de 2 y 3 respectivamente.
Por otra parte se sabía que cualquiera de las disoluciones del tipo cloruro de sodio, clorurode calcio, ácido clorhídrico etc. precipitaban cloruro de plata de otra disolución de nitrato de plata.
Arrhenius explicó estos hechos. Según Arrhenius un electrolito, por ejemplo el sulfato de cobre, se comporta en disolución acuosa así:
CuSO4 --->Cu++ + SO4=
Es decir, se disocia en iones. El proceso es reversible. Estará más desplazado hacia la derecha cuanto más disociable sea elelectrolito. El grado de disociación se denomina “a”.
Según Arrhenius, los iones se comportan con absoluta independencia, siendo el cobre (II) atraído hacia el cátodo y el sulfato hacia el ánodo de una pila. En realidad los iones se rodean de un cierto número de otros iones de signo opuesto.
En el cátodo se descargaría el cobre (II) según el proceso Cu(II) +2e=Cu, y en el ánodo se descargaría elOH - de menor potencial de descarga que el sulfato, según 2OH- -2e =2OH=H2O+1/2O.
La “Teoría de la disociación” da una explicación similar de las propiedades de las bases en función de la formación de iones oxhidrilo, aunque las posibilidades de comparación cuantitativa son menores que para los ácidos.
Los mayores éxitos de la teoría de la disociación de los ácidos y bases se alcanzaroncon las numerosas predicciones cuantitativas obtenidas al aplicar la ley de acción de masas al equilibrio de disociación.
En general se tiene:
HA=A- + H+
La constante de equilibrio K(T)= [A-][H+]/[HA] es mayor cuanto más se disocia el ácido, y un ácido será tanto más fuerte o menos débil, cuanto mayor sea la constante de equilibrio K(T) correspondiente a su proceso de disociación...
Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle, 1627-1691) se basaron en ciertas propiedades empíricas: sabor agrio (vinagre = acetum Þ ácido), virar al rojo el papel de tornasol, desprender hidrógeno con ciertos metales, producir efervescencia de los carbonatos alcalinotérreos, etc.
Las bases, los álcalis (en árabe, "ceniza de las plantas”), eran otro grupode compuestos que neutralizaba los efectos de los ácidos. Tenían sabor amargo, eran deslizantes al tacto, viraban a azul el papel de tornasol, disolvían al azufre, etc.
En 1787, Lavoisier propuso que todos los ácidos se componían de un principio acidificante, oxígeno, y de una base acidificable, tal como fósforo o azufre.
Pero en 1811, Humphrey Davy demostró que los ácidos clorhídrico,sulfhídrico, entre otros, no tenían oxígeno y que muchos compuestos binarios del oxígeno (óxido de calcio, óxido de potasio, etc.) carecían de propiedades ácidas.
En 1838, Liebig indico que "todos ácidos deben contener hidrógeno sustituible por metales".
En 1883 Arrhenius se presentó en la Academia Sueca y dos años más tarde publicó su "Teoría de la disociación electrolítica", según la cual unácido al disolverse en agua da iones de hidrógeno hidratados, mientras que una base es un compuesto que se disocia en disolución acusa produciendo iones oxhidrilo. El proceso de neutralización consiste en la reacción, muy favorecida entre el ión hidrógeno y el ión oxhidrilo:
H3O+ + OH- =2H2O (DH=-111,8 KJ).
En general (ácido + base = sal + agua) el calor de neutralización es casiindependiente del ácido y base de los que se trate (en especial si se trata de ácidos y bases fuertes).
Esta definición permite determinar cuantitativamente la fuerza del ácido o de la base, correlacionar las propiedades catalíticas de los ácidos, relacionar la actividad catalítica de los protones en la esterificación del ácido fórmico, y explicar las conductividades.
Con anterioridad, en 1833,Faraday formuló las leyes de la electrolisis. También se conocían, con anterioridad a la teoría de Arrhenius, las leyes de Raoult y las anomalías presentadas por determinadas sustancias como el cloruro de potasio, sulfato de potasio, etc, que presentaban coeficientes de Vant Hoff de 2 y 3 respectivamente.
Por otra parte se sabía que cualquiera de las disoluciones del tipo cloruro de sodio, clorurode calcio, ácido clorhídrico etc. precipitaban cloruro de plata de otra disolución de nitrato de plata.
Arrhenius explicó estos hechos. Según Arrhenius un electrolito, por ejemplo el sulfato de cobre, se comporta en disolución acuosa así:
CuSO4 --->Cu++ + SO4=
Es decir, se disocia en iones. El proceso es reversible. Estará más desplazado hacia la derecha cuanto más disociable sea elelectrolito. El grado de disociación se denomina “a”.
Según Arrhenius, los iones se comportan con absoluta independencia, siendo el cobre (II) atraído hacia el cátodo y el sulfato hacia el ánodo de una pila. En realidad los iones se rodean de un cierto número de otros iones de signo opuesto.
En el cátodo se descargaría el cobre (II) según el proceso Cu(II) +2e=Cu, y en el ánodo se descargaría elOH - de menor potencial de descarga que el sulfato, según 2OH- -2e =2OH=H2O+1/2O.
La “Teoría de la disociación” da una explicación similar de las propiedades de las bases en función de la formación de iones oxhidrilo, aunque las posibilidades de comparación cuantitativa son menores que para los ácidos.
Los mayores éxitos de la teoría de la disociación de los ácidos y bases se alcanzaroncon las numerosas predicciones cuantitativas obtenidas al aplicar la ley de acción de masas al equilibrio de disociación.
En general se tiene:
HA=A- + H+
La constante de equilibrio K(T)= [A-][H+]/[HA] es mayor cuanto más se disocia el ácido, y un ácido será tanto más fuerte o menos débil, cuanto mayor sea la constante de equilibrio K(T) correspondiente a su proceso de disociación...
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