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Reacciones Químicas

JOHN DALTON (1766 - 1844)John Dalton, hijo de un humilde tejedor, nació en Cumberland, Inglaterra.Estudió inicialmente en una escuela rural y su progreso fue tan rápido que ala edad de doce años se convirtió en maestro de la escuela. Siete años más

tarde llegó a ser director de la misma. En 1793, se trasladó a Manchester yallí se estableció para el resto de su vida. En principio, enseñó Matemáticas,Física y Química en un colegio. No obstante, cuando pensó que estasobligaciones docentes interferían sus estudios científicos, renunció al puesto

y aceptó alumnos privados, a quienes enseñaba Matemáticas y Química, parasufragar sus gastos.Dalton formuló su teoría atómica en 1803. Aunque propuso que loscompuestos estaban formados por la combinación de átomos de elementosdiferentes en proporciones definidas por números enteros pequeños, Daltonno disponía de ningún procedimiento fiable para determinar las relaciones en

que se combinaban los diferentes átomos. En esa situación supuso que, cuando sólo se conocía un compuesto dedos elementos A y B, la fórmula del compuesto debería ser la más sencilla posible, AB. Basándose en estasuposición y tomando en consideración las masas atómicas de distintos elementos que se combinaban entre sí,

fue capaz de deducir masas atómicas relativas. Fue el primero en publicar una tabla incluyendo valores dedichas masas atómicas relativas.

Las reacciones químicas son las variaciones producidas en la naturaleza y composición de las sustancias debidoa efectos termodinámicos como la presión y la temperatura; cinéticos como un catalizador; fotoquímicas comolas radiaciones U.V.; etc. produciéndose nuevas sustancias con propiedades diferentes a las de las sustanciasoriginales.Durante una reacción química, los átomos, moléculas o iones interaccionan y se reordenan entre sí para formarlos productos. Durante este proceso se rompen enlaces químicos y se forman nuevos enlaces. Los reactivos y losproductos pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso, o pueden estar en solución.

1.

REACCIÓN QUIMICA: Es un cambio ó fenómeno que modifica la composición química de lassustancias para formar nuevas sustancias de composición diferente, siempre va acompañado de unavariación de energía. TODO CAMBIO QUIMICO IMPLICA UN CAMBIO FISICO : LA VARIACION DE

ENERGIAEvidencias que demuestran la ocurrencia de una reacción química:* Cambio de color.* Liberación o absorción de energía.* Desprendimiento de un gas.* Formación de precipitados.

2 ECUACIÓN QUÍMICA : Es la representación simbólica de una reacción química, donde se especificala parte cualitativa y cuantitativa de los reactantes y productos. Debe cumplir con la ley de laconservación de la materia y la energía y debe representar un hecho real:

CaCO3(s)

HCl(ac)

reactivos productos

CaCl2(s)

H2O(l)

CO2(g)


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a A + b B c C + d D

Reactantes Productos

Algunas “ecuaciones químicas“representan reacciones que no se producen, por lo tanto no deben usarse. Porejemplo:

CuO + H2O ® Cu(OH)2MnO + H2O® Mn(OH)2

Ag2O + H2O® 2Ag(OH)

3. CLASIFICACIÓN:I DE ACUERDO A LA TRANSFERENCIA O NO DE ELECTRONES Y A LA VARIACIÓN DEL ESTADO

DE OXIDACIÓN.

1.

R. DE METATESIS O DOBLE DESPLAZAMIENTO

Se produce entre compuestos iónicos en solución acuosa. Existe un intercambio de iones. No cambia elestado de oxidación tampoco hay transferencia de electrones.

Corresponden a este tipo de reacciones, las Reacciones de precipitación y neutralización (Acido –Basede Arrhenius):

Reacción de neutralización: Es la reacción entre una sustancia de carácter ácido y una sustancia decarácter básico, para formar una sal. Si la base es un hidróxido, entonces también se forma agua.

Ejemplo : 2 NaOH(ac) + H2SO4 (g) Na2SO4 (ac) + 2H2O( l )

Reacción de precipitación: Aquella que se producen entre compuestos iónicos en soluciones acuosasintercambiando cationes y aniones para formar un compuesto insoluble el cual es denominado precipitado.

Ejemplo : AgNO3(ac) + NaCl(ac) ® AgCl + NaNO3(ac)Precipitado

Para predecir si una sustancia es soluble (acuosa) o insoluble sólido) , se debe guiar por el anión presenteen la sustancia.

La siguiente tabla permite predecir la ocurrencia o no ocurrencia de las reacciones de precipitación,basándose en la solubilidad de los compuestos iónicos en agua.


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COMPUESTOS SOLUBLES INSOLUBLES

1 Sales del Grupo I-A, NH4+ Todas -------2 Nitratos, Cloratos, Acetatos Todas _____

3 Cloruros, Bromuros, Ioduros La mayoría Los de Ag+ ,Pb2+

+22Hg y HgI2

4 Sulfatos La mayoría Los de Ag+, Pb2+ , Hg2+ Ca+2,Sr+2 , Ba 2+

5Oxidos Grupo I – A,

Ca+2 , Sr+2 , Ba+2 La mayoría

6Hidróxidos Grupo I – A,

NH4+ , Ca2+ , Sr2+ , Ba2+La mayoría

7 Carbonatos, fosfatos, Sulfitos, sulfuros Grupo I – A, NH+4 La mayoría

2. REACCIONES REDOX: Aquella reacción en la que cambian los estados de oxidación de algunas sustancias,debido a la transferencia de electrones.

Pueden ser:A.

DE ADICION: Dos o más reactantes forman un solo producto. Son del tipo A+B ® C

Síntesis del agua:2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

Síntesis del amoníaco o síntesis de Haber:N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Metal + oxígeno óxido metálico2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)

No metal + oxígeno óxido de no metalS(s) + O2(g) SO2(g) N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

Metal + no metal sal2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)

2 Al(s) + 3 Br2(l) 2 AlBr3(s)

Óxido metálico + agua base (hidróxido metálico)Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(ac)

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)

Óxido de no metal + agua oxácidoSO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

Cuando la reacción implica la formación de un compuesto a partir de sus elementos, se denominaREACCION DE FORMACION o SÍNTESIS y generalmente libera energía.


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Ejemplo : H2 (g) + Cl2(g) ® 2HCl(g ) ΔH = - 92,3 kj/mol (Exotérmica)2H2 (g) + O2(g) ® 2 H2O(l ) ΔH = - 285,8 kj/mol (Exotérmica)N2 (g) + 2 H2 (g) ® N2H4 (l ) ΔH = + 50,4 kj/mol (Endotérmica)I (g) + H2 (g) ® 2 HI (gl ) ΔH = + 25,9 kj/mol (Endotérmica)

Nota:. No toda reacción de adición es redox.

Ejemplo : H2O (l ) + CO2(g) ® H2CO3 (ac)

B.

DE DESCOMPOSICIÓN Un reactante se descompone en 2 ó más productos por medio de un agente energético externo(calor, luz, corriente eléctrica, etc) ó un catalizador.Son del tipo A ®B+ C

Por ejemplo: algunos óxidos metálicos se descomponen para dar el metal libre más oxígeno, y otros dan unóxido inferior; algunos son muy estables y se resisten a la descomposición por calentamiento.

2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g)

2 PbO2(s) 2 PbO(s)+ O2(g)

Los carbonatos y los bicarbonatos se descomponen al calentarlos para dar CO2.CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

2 NaHCO3(s) Na2CO3(s)+ H2O(g) + CO2(g)

Varios:2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 NaNO3(s) 2 NaNO2(s)+ O2(g)

2 H2O2(l) 2 H2O(l) + O2(g)

Ejemplo : 2H2O(l

) 2H2 (g) + O2(g) (electrólisis )

Donde qe = corriente eléctrica

Nota : Existen algunas reacciones de descomposición que no son REDOX

Ejemplo : CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)calor

qe


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C.

DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE:Se presenta cuando un elemento químico mas activo ó mas reactivo desplaza a otro elemento menosreactivo que se encuentra formando parte de un compuesto.Son del tipo

A + BC AC + B

Elemento Elemento

Ejemplo : 2Fe(s) + 6HCl(ac) ® 2Fe Cl3 (ac) + 3H2 (g)

Cuando en la reacción de desplazamiento simple reacciona un metal con un ácido la reacción sedenomina: CORROSION

“Serie electroquímica de tensiones”(Actividad química).Ordenamiento decreciente de metales y no metales, según su propiedad de desplazar al siguiente de la

serie, de su disolución.

Li > K > Ca > Na > Mg > Ba > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Ag > Hg > Au > Pt

Se incrementa su reactividad química

Para los anfígenos: S > Se > TePara los halógenos: F > Cl > Br > I

3.

REACCIONES ACIDO-BASE:( según Lewis)Son aquellas en las que hay transferencia de electrones, mediante enlace covalente coordinado, y no varía elestado de oxidación.

Ejm.Las Neutralizaciones ácido base de ARRHENIUS

2 NaOH(ac) + H2SO4 (g) Na2SO4 (ac) + 2H2O( l )

Las reacciones acido base de BRONSTED & LOWRY HCl(ac) + H2O( l ) ® H3O + (ac) + Cl -(ac)

Las reacciones entre óxidos básicos y óxidos ácidosCaO(s) + CO2(g)® CaCO3(s)

II.

SEGÚN LA ENERGÍA CALORIFICA INVOLUCRADAPueden ser :

a) Reacción exotérmica :Aquella que libera energía calorífica a los alrededores. Al calor liberado se le denomina CALOR DEREACCION O ENTALPIA DE LA REACCION ( ΔH ) el cual tiene signo negativo.En esta reacción, la suma total de las energías de los reactantes es mayor a la suma total de lasenergías de los productos.Pertenecen a este tipo las reacciones de combustión, neutralización y la gran mayoría de lasreacciones de adición.

Ejemplo : N2(g) + 3 H2(g) ® 2 NH3(g) AH = - 46,2 kJ/mol

b) Reacción endotérmica : Aquella que absorbe energía calorífica conforme se lleva a cabo. Al calorabsorbido también se le denomina CALOR DE REACCION O ENTALPIA DE LA REACCION el cualtiene signo positivo.


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Esta reacción no es espontánea. Por ejemplo, pertenece a éste clase, la reacción de descomposicióntérmica ó pirólisis.

Ejemplo : CaCO3(s) + Calor ® CaO(s) + CO2(g)

PERFILES DE REACCIONES EXDOTERMICAS Y ENDOTERMICAS

REACCION EXOTERMICA REACCION ENDOTERMICA

Para que las sustancias reaccionen, sus átomos o moléculas deben tener choque eficaces y además se

debe adquirir una energía suficiente para que se inicie la reacción, esta energía mínima se denominaenergía de activación.

En el transcurso de la reacción se forma el complejo activado, que es una asociación transitoria muyinestable, diferente a reactantes y a productos.

III.

OTRAS REACCIONES QUIMICAS

a) Reacción reversible : Aquella que se efectúa en ambos sentidos: hacia la derecha ( en el sentido deformación de los productos ), y hacia la izquierda ( en el sentido de regeneración de los reactantes ).

H+

Ejemplo : CH3COOH + HOCH2CH3 CH3COOCH2CH3 + H2OAc. Acético Alcohol Acetato de etilo

Etílico

H2O + CO2(g) H2CO3

b) Reacción catalítica: Aquella que para que se produzca a una mayor velocidad es necesario realizarlaen presencia de una sustancia (catalizador) que acelere la velocidad de la reacción. Al término de la reacción, la cantidad de catalizador inicial es la misma.

Energía

de activación

Ep

Transcurso de la reacción

Complejo

activado

Reactivo DH0

Ep

Producto

Producto


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MnO2Ejemplo : KClO3 (s) KCl (s) + O2

calor

ÁCIDOS Y BASES

1.

CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES:

ÁCIDOS BASES1. Presentan sabor agrio 1. Presentan sabor cáustico o amargo

2. Cambian de color a los pigmentos orgánicos 2. Cambian de color a los pigmentos orgánicos.

3. Reaccionan con metales activos liberandohidrógeno.

Zn + 2 HCl ® Zn Cl2 + H2

3. Al reaccionar con los ácidos originan sales

4. Reaccionan con carbonatos y bicarbonatosliberando CO2.Ca CO3 + 2 HCl ® Ca Cl2 + H2O + CO2 Na H CO3 + HCl ® Na Cl+ H2O + CO2

4. No reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos

5. Sus soluciones acuosas conducen laelectricidad.

5. Sus soluciones acuosas conducen la electricidad.

6. Su acción es neutralizada por las bases. 6. Su acción es neutralizada por los ácidos.

7. Al medir experimentalmente con unpH metro da un valor: pH < 7.

7. Al medir experimentalmente con un pH metro da unvalor: pH > 7

2.

TEORÍAS ÁCIDO – BASEBREVE CONTEXTO HISTÓRICO:

Las primeras definiciones de los ácidos (Boyle 1627-1691)se basaron en ciertas propiedades empíricas: sabor agrio(vinagre = acetum), virar al rojo el papel de tornasol,desprender hidrógeno con ciertos metales, producirefervescencia de los carbonatos de metalesalcalinotérreos.Las bases, los álcalis (en árabe "ceniza" de las plantas) eranotro grupo de compuestos que neutralizaba los efectos delos ácidos. Tenían sabor amargo, eran deslizante al tacto,viraban a azul el papel de tornasol, disolvían al azufre, etc.En 1787 Lavoisier propuso que todos los ácidos se componíade un principio acidificante, «oxígeno» y de una base

acidificable, tal como fósforo o azufre. Pero en 1811,Humphry Davy demostró que los ácidos clorhídrico (HCl),

sulfhídrico (H2S), etc. 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 los ácidos deben contener hidrógeno sustituible por metales”.Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta sección introduciremos losfundamentos de la química de los ácidos y las bases.


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A)

TEORÍA DE SVANTE ARRHENIUS ( 1887 )

· Ácido: Es aquella sustancia que al disolverla en agua se ioniza liberando iones hidrógeno ( H + )denominados también protones. Ejemplo :

HCl(g) + H2O (l) H3O + (ac) + Cl – (ac)

Nota : H3O + (ac) = H+ (ac)

· Base: Es aquella sustancia que al disolverla en agua se disocia liberando iones oxhidrilo ( OH - ).Ejemplo :

KOH (s) + H2O (l) K + (ac) + OH – (ac)

B)

TEORIA DE BRONSTED & LOWRY ( 1923 )

a.

Ácido : Es cualquier sustancia capaz de donar (ceder ) protones. b. Base : Es cualquier sustancia capaz de aceptar protones.

HCl(ac) + H2O( l ) ® H3O + (ac) + Cl -(ac)

Acido Base Acido Base

Par conjugado

Par conjugado

NH3 (ac) + H2O(l) ® OH - (ac) + NH4 + (ac) Base Acido Base conjugada Acido conjugado

del ácido de la base

Par conjugado

Par conjugado

Puesto que la teoría de Bronsted – Lowry hace énfasis en la transferencia de protones, este conceptotambién es aplicable a reacciones que no se llevan a cabo en disolución acuosa.

Anfóteros.- Son aquellas sustancias que se comportan en algunas reacciones como ácidos y en otrasreacciones como bases. Ejemplos : el agua ( H2O ), el etanol ( CH3CH2OH ), el hidróxido de aluminio (Al(OH)3 ), el oxianión bicarbonato ( HCO3 - ).

C)

TEORÍA DE G. N. LEWIS (1932)

a. Ácido: Es cualquier ion o molécula capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlacecovalente coordinado.


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LEWIS

BRONSTED &LOWRY

ARRHENIUS.

En general, una especie química es un ácido de Lewis cuando cumple con cualquiera de lossiguientes requisitos:Ø Es un ion positivo. Ejemplo : Cu 2+ , K 1+ Ø Es una molécula cuyo átomo central no ha alcanzado con el octeto electrónico. Ejemplo :

AlCl3 , BeCl2 Ø Es un óxido no metálico. Ejemplo : CO2, SO3

b. Base : Es cualquier ion o molécula capaz de donar un par de electrones para formar un enlacecovalente coordinado.En general, una especie química es una base de Lewis cuando cumple con cualquiera de lossiguientes requisitos:Ø Es un ion negativo. Ejemplo : F 1- , S 2-

Ø Es una molécula cuyo átomo tiene uno o más pares electrónicos no compartidos Ejemplo : H2O , NH3

Ø Es un óxido metálico. Ejemplo : CaO, K2O

Los ácidos y bases de LEWIS incluyen a sus respectivos ácidos y bases de BRONSTED & LOWRY y deARRHENIUS.

FUERZA DE ACIDOS Y BASES

a) Ácidos y bases fuertes.- Son aquellos que al disolverlos en agua se ionizancompletamente.

Ácidosfuertes

HClO4; HI; HBr ; HCl; H2SO4 ; HNO3,

Basesfuertes

LiOH ; NaOH; KOH ; Ca(OH)2 ; Sr(OH)2 ; Ba(OH)2

b) Ácidos y bases débiles.- Son aquellos que al disolverlos en agua se ionizan soloparcialmente. Al final de la disolución se establece un equilibrio entre los ionesformados y las moléculas no ionizadas.

Ácidos

débiles

HNO2 ; H2SO3 ; H2CO3 ; H3PO4 ; HF ; HCOOH;

CH3COOH ; C6H5COOHBases

débilesAl( OH )3 ; Cu( OH )2 ; Zn( OH )2 ; NH3 ; CH3NH2;(CH3)2 NH ; (CH3)3N ; C6H5NH2

En nuestro enfoque de la escala de fuerzas de ácidos y bases será de mejor provecho usar la definición deBrônsted – Lowry, pues encara con mayor claridad el comportamiento de los ácidos y bases en solucionesacuosas y otros disolventesSegún Brônsted-Lowry, en solución acuosa, tenemos:


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ÁCIDO FUERTE ÁCIDO DÉBILDona fácilmente H +

HCl + H2O H3O + + Cl ˉ

Es dificultoso el desprendimiento de H + de lamolécula del ácido

HF + H2O H3O+ + Fˉ

BASE FUERTE BASE DÉBILAcepta H+ con mucha facilidad

NH2ˉ + H2O NH3 + OHˉ

Acepta H+ con poca afinidad

NH3 + H2O NH4+ + OH ̄

ELECTRÓLITO Compuesto que se descompone en iones en un disolvente. La cantidad de moléculas delcompuesto que se ioniza depende de:

· Naturaleza del electrólito· Concentración· Temperatura

Ejemplos:Ácidos fuertes : HCl(ac) ; HClO4(ac); HBr(ac); H2SO4(ac); HI(ac) , HNO3(ac)

* Hidróxidos de IA : NaOH, KOH, (RbOH, CsOH son escasos y LiOH es poco soluble)

Bases fuertes * Hidróxidos de IIA : Ca(OH)2, Sr(OH)2, y Ba(OH)2, (El Mg(OH)2 es poco soluble, poresto se usa como antiácido, de lo contrario causaría dañosen tejidos digestivos)

* Hidróxidos de IIIA : T ℓOH

En general: Un ácido o una base fuerte, son sustancias que se consumen o disocian por completo;mientras los ácidos y bases débiles lo hacen parcialmente

¿Por qué en los ácidos y bases débiles se establece el equilibrio?Los ácidos débiles se ionizan parcialmente en agua, porque sus bases conjugadas son fuertes, por ende tienegran facilidad para ganar protones H+ y la reacción inversa ( ) para restituir las moléculas es la dominante,estableciéndose fácilmente el equilibrio iónico.

H+ H+

HA + H2O A- + H3O+

Ácido débil Base conjugadafuerte

Las bases débiles se ionizan parcialmente en agua porque sus ácidos conjugados son fuertes, por ende tienengran facilidad para ceder protones H+, razón por la cual la reacción inversa es vigorosa ( ) e inevitablemente sellega al equilibrio iónico. Por ejemplo tenemos el caso de NH3.

HA

A-

H3O+

H2O

ImportanteLos pares conjugados tienen fuerzas opuestas, es decir cuanto más débil es un ácido, su baseconjugada es la más fuerte. Cuanto más fuerte es un ácido, su base conjugada es la más débil.


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H+ H+

B + H2O BH+ + OH

Base débil ácido conjugadofuerte

La fuerza relativa de los ácidos débiles en solución acuosa se mide en función a su constante de acidez, K a.Cuanto mayor es Ka, es mayor la fuerza ácida. En forma similar para las bases débiles, a mayor Kb es mayor lafuerza relativa de la base.

¿Podemos diferenciar entre los ácidos fuertes, el más fuerte y el más débil?La respuesta a esta interrogante es afirmativa. Se sabe que los ácidos fuertes (HCl, HBr, HI, HNO 3, H2SO4 yHClO4) en el agua están completamente ionizados, es decir, sus fuerzas ácidas están niveladas (igualadas); porello se dice que el agua es un disolvente nivelador para dichos ácidos. Pero, si utilizamos un disolvente de mayorcarácter ácido que el agua, como por ejemplo el ácido acético, CH3COOH, las pruebas experimentales deconductividad eléctrica demuestran que dichos ácidos están ionizados parcialmente, con diferente grado deionización (α).Por ejemplo:

H+

HClO4 + CH3COOH ClO-4 + CH3COOH+2 K ' a

ácido baseH+

HCl + CH3COOH Cl- + CH3COOH+2 K "a

Ácido base

Experimentalmente se demuestra que en el primer caso hay mayor grado de ionización. Por ello K ' a > K "a yconcluimos que la fuerza ácida de HClO4 es mayor que la del HCl. Así se ha logrado establecer el siguienteorden de fuerza de acidez: HClO4 > HI > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3.

El CH3COOH permitió diferenciar la fuerza relativa de los llamados ácidos fuertes, por esta razón se ledenomina disolvente diferenciador.

Tabla 5.1 Se muestra la variación de la fuerza ácida de algunos ácidos muy comunes e importantes y lavariación de la fuerza básica de sus respectivas bases conjugadas. Se confirma que un ácido más fuerte genera

una base conjugada más débil y un ácido más débil genera una base conjugada más fuerte.

ImportanteCuanto más débil es una base, su ácido conjugado es más fuerte. Cuanto más fuerte es una base, suácido conjugado es más débil.

variación

Fuerza ácida Ka

directa

variación

Fuerza básica Kb

directa


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ÁCIDO BASE CONJUGADAÁcido Perclórico HClO4 Ion Perclorato ClO -4 Ácido Yodhídrico HI Ion Yoduro I -

cido Bromhídrico HBr Ion Bromuro Br -

Ácido Clorhídrico HCl Ion Cloruro Cl - Ácido Sulfúrico H2SO4 Ion Bisulfato HSO -4 Ácido Nítrico HNO3 Ion Nitrato NO -3 Ión Hidronio H3O+ Agua H2OÁcido Fluorhídrico HF Ion Fluoruro F - Ácido Nitroso HNO2 Ion Nitrito NO -2

cido Benzoico C6H5COOH Ion Benzoato C6H5COO-

Ácido Acético CH3COOH Ion Acetato CH3COO- -

Ácido Carbónico H2CO3 Ion Bicarbonato HCO -3 Ácido Hipocloroso HClO Ion Hipoclorito ClO - Ácido Cianhídrico HCN Ion Cianuro CN-

COMPARACION DE LA FUERZA DE LOS ÁCIDOS

Si queremos determinar las fuerzas relativas de los ácidos nos basamos en sus estructuras moleculares,

teniendo presente que están a la misma temperatura y en un disolvente común. Establecemos nuestros criteriosde la manera siguiente:

VARIACIÓN DE FUERZA ÁCIDA EN ACIDOS HIDRACIDOS

Para explicar este hecho consideremos dos factores: polaridad de enlace y energía de enlace de esto podemosconcluir:

· La fuerza de acidez para los hidrácidos de elementos que pertenecen a un grupo varía en formainversa con la polaridad de enlace.

· El factor determinante en la fuerza ácida de los hidrácidos es la energía de enlace.

Ejemplo:

* HF < HCl < HBr < HI* H2O < H2S < H2Se < H2Te

VARIACIÓN DE FUERZA ÁCIDA EN OXÁCIDOS

CASOS:1. ÁCIDOS OXÁCIDOS DE UN MISMO ELEMENTO:

“ A mayor E.O. del átomo central, mayor fuerza del ácido ”

H C lO < HC lO 2 < HC lO 3 < HC lO 4 Cl(+1) Cl(+3) Cl(+5) Cl(+7)

A u m e n t a l a f u e r z a á c i d a

A u m e n t a l a f u e r z a

b á s i c a


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2. ÁCIDOS OXÁCIDOS DE ELEMENTOS QUE PERTENECEN AL MISMO GRUPO, TIENEN EL MISMOE.O. Y PRESENTAN IGUAL FORMULACIÓN HXZO Y

“A mayor electronegatividad del átomo central, mayor fuerza del ácido ”

HIO 3 < HBrO 3 < HC lO 3I (2,5) Br (2,8) Cl (3,0)

3. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS (con más de un hidrógeno) “ A mayor carga negativa, menor fuerza del ácido ”

H 3 PO 4 > H 2 PO 4 -1 > HPO 4

-2

4. INDICADORES Son compuestos orgánicos de estructura compleja que tienen la propiedad de virar de color al variar elvalor del pH dentro de un rango determinado. Químicamente estos indicadores son ácidos débiles (HIn) yse ionizan según:

HIn ® H1+ + In1- Color 1 Color 2

En la siguiente tabla se muestran algunos indicadores colorimétricos utilizados para determinar la acidez obasicidad de una solución.

IndicativoColor

Intervalo de pHEn medio ácido En medio básicoPapel de tornasol rojo Rojo Azul 6 – 8

Papel de tornasol azul Rojo Azul 6 - 8Fenolftaleína Incoloro Rosado grosella 8,3 – 10Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3,1 – 4,4Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 – 6,3

Reconocimiento experimental de la naturaleza ácido – base de una sustancia S con papel de tornasol.

Se explica: A medida que el átomo central sea más positivo atraerá con mayorintensidad los electrones de enlace con el oxígeno y el enlace O - H sedebilita y se desprende H + con mayor facilidad.

Se explica: Cuando el átomo central es más electronegativo atraerá másintensamente los electrones de enlace con el oxígeno y se debilita elenlace O - H desprendiendo H + fácilmente

Se explica: Se hace más fácil retirar H + de los ácidos con mayores cargasnegativas debido a la atracción electrostática que estosejercen


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Las naranjas, limones y otros frutos cítricos, contiene ácido ascórbico (vitamina C ) y ácido cítrico. El saboragrio de estos frutos se debe a la presencia de estos ácidos.

Ejemplos :1. Si en solución acuosa se hace reaccionar el cromato de potasio y el nitrato de plata ¿cuales son las

formulas de las nueva sustancia que se pueden obtener?a) Ag2Cr207 + KNO3 b) Ag2 Cr207 + AgNO2 c) AgCr04 + KNO2 d) Ag2Cr04 + KNO3 e) K2 Cr04 + AgN03 Solución:El nitrato de plata es: AgNO3 El cromato de potasio es: K2 Cr O4 => AgNO3 (ac) + K2 Cr 04 (a c) Ag2 Cr 04 + KN03 Rpta: d

2. Señale verdadero (V) o falso (F) ( ) El NH3 y BH3 Son bases de Lewis( ) El CO2 es ácido de Lewis y el agua es base de Lewis.( ) Según ARRHENIUS la neutralización se representa por H+ + OH- H2O( ) La siguiente reacción es ácido – base de Lewis : Ag + + 2NH3 [Ag (NH3)2]+

a) VFFV b)FFFF c) VVVV d) FVVV e) FVFVSolución:Ø NH3 y el BH3 tienen en la siguiente la formula electrónica. Respectivamente:

H

NH3 à l

l:N H- Es una base de Lewis.

HH

BH3 à l

lB-H Es un ácido de Lewis

H Primera proposición Falsa

Ø El CO2 y el H2O tiene la siguiente formula electrónica respectivamente:CO2à O = C = O Es un ácido de Lewis por resonanciaH2O à Ö: Es una base de Lewis

H Hv Segunda proposición = verdaderav Tercera proposición = verdadera

v Cuarta proposición = verdadera Rpta: d

3. En la siguiente reacción indique quines conforman el par ácido – base (en éste orden)

HF + HNO2 H2NO+2 + Fˉ I II III IV

a) I y II b) I y III c) II y III d) I y IV e) III y IV

Si S fuera ácido* El tornasol azúl se volvería rojo

Si S fuera base

* El tornasol rojo se volvería azúl

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