Primera semana del cuarta periodo grado noveno

Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Puntos más importantes

• Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón, $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript.
   
• Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un par solitario de electrones para enlazarse a $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript.
   
• El agua es una sustancia anfótera, ya que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y como una base de Brønsted-Lowry.
   
• Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y las bases débiles solo se ionizan parcialmente.
   
• La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry es la especie que se forma después de que un ácido donó un protón. El ácido conjugado de una base de Brønsted-Lowry es la especie que se forma cuando una base acepta un protón.
   
• Las dos especies en un par ácido-base conjugado tienen la misma fórmula molecular, excepto que el ácido tiene un $\text H^+$ extra en comparación con su base conjugada.

Introducción

  En un artículo anterior sobre los ácidos y bases de Arrhenius, aprendimos que un ácido de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript en solución acuosa y una base de Arrhenius es cualquier especie que puede aumentar la concentración de $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript en solución acuosa. Una limitación importante de la teoría de Arrhenius es que solo podemos describir el comportamiento ácido-base en agua. En este artículo, analizaremos la teoría de Brønsted-Lowry, más general, que se aplica a una amplia gama de reacciones químicas.  

Teoría de ácidos y bases de Brønsted-Lowry

  La teoría de Brønsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Brønsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como $\text H^+$. Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón. 

 

  Según la definición de Brønsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Brønsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Por ejemplo, consideremos la reacción del gas del amoniaco, $\text{NH}_3(g)$, con cloruro de hidrógeno gaseoso, $\text{H}\text{Cl}(g)$start text, H, end text, start text, C, l, end text, left parenthesis, g, right parenthesis, para formar cloruro de amonio sólido, $\text{NH}_4 \text{Cl}(s)$start text, N, H, end text, start subscript, 4, end subscript, start text, C, l, end text, left parenthesis, s, right parenthesis:

 

  Esta reacción también puede representarse utilizando las estructuras de Lewis de los reactivos y productos, como se ve abajo:

 

  En esta reacción, el $\blueD{\text{H}}\text{Cl}$ dona su protón (en azul) al $\text{NH}_3$. Por lo tanto, el $\text{HCl}$start text, H, C, l, end text está actuando como un ácido de Brønsted-Lowry. Como el $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript tiene un par solitario de electrones que utiliza para aceptar un protón, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript es una base de Brønsted-Lowry.

 

  Observa que según la teoría de Arrhenius, la reacción anterior no sería una reacción ácido-base, ya que en el agua ninguna especie forma $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript o $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. Sin embargo, la química que involucra minusun protón que se transfiere de $\text{HCl}$ a $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript para formar $\text{NH}_4 \text{Cl}$$-$ es muy similar a lo que ocurriría en la fase acuosa.

 

Para familiarizarnos más con estas definiciones, vamos a examinar algunos ejemplos.

 

Identificar bases y ácidos de Brønsted-Lowry

  En la reacción entre el agua y el ácido nítrico, el ácido nítrico, $\text{HNO}_3$start text, H, N, O, end text, start subscript, 3, end subscript, dona un protón (en azul) al agua, de tal forma que actúa como un ácido de Brønsted-Lowry.

 

  Puesto que el agua acepta el protón del ácido nítrico para formar $\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+$start color #11accd, start text, H, end text, end color #11accd, start subscript, 3, end subscript, start text, O, end text, start superscript, plus, end superscript, el agua actúa como una base de Brønsted-Lowry. Esta reacción favorece altamente la formación de productos, por lo que se dibuja la flecha de reacción solo hacia la derecha.  

Ahora veamos una reacción que implica amoniaco, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, en agua:

 

  En esta reacción, el agua donará uno de sus protones al amoniaco. Después de perder un protón, el agua se convierte entonces en ion hidróxido, $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. Puesto que en esta reacción el agua es el donante del protón, actúa como un ácido de Brønsted-Lowry. El amoniaco acepta un protón del agua para formar un ion amonio, $\text{NH}_4^+$start text, N, H, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, plus, end superscript. Por lo tanto, el amoniaco está actuando como una base de Brønsted-Lowry.  

  En las dos reacciones anteriores, vemos que por una parte el agua se comporta como una base de Brønsted-Lowry en la reacción con el ácido nítrico, y por otra como un ácido de Brønsted-Lowry en la reacción con el amoniaco. Debido a su capacidad tanto de aceptar como de donar protones, el agua se conoce como un anfótero o sustancia anfiprótica. Esto significa que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y también como una base de Brønsted-Lowry. 

 

  La palabra anfótero deriva de una palabra griega que significa ambos. Puede sonar como una palabra al azar, extraña, difícil de pronunciar, pero ¡realmente podemos encontrar al prefijo en muchas otras palabras! Por ejemplo anfibios, que significa "ambas vidas" y anfiteatro, que significa "un lugar para la observar desde ambos lados".  

Ácidos fuertes y débiles: ¿disociarse o no disociarse?

  Un ácido fuerte es una especie que, en solución acuosa, se disocia completamente en los iones que lo constituyen. El ácido nítrico es un ejemplo de un ácido fuerte. Se disocia completamente en agua para formar iones hidronio, $\text{H}_3\text{O}^+$ y nitrato, $\text{NO}_3^-$start text, N, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript. Cuando la reacción termina, no hay moléculas no disociadas de $\text{HNO}_3$ en solución.

 

  Por el contrario, un ácido débil no se disocia totalmente en los iones que lo constituyen. El ácido acético, $\text{CH}_3\text{COOH}$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, H, end text, es un ejemplo de ácido débil que encontramos en el vinagre. El ácido acético se disocia parcialmente en agua para formar los iones hidronio y acetato, $\text{CH}_3\text{COO}^-$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, end text, start superscript, minus, end superscript:

 

  Toma en cuenta que en esta reacción, tenemos flechas apuntando en ambas direcciones: $\leftrightharpoons$\leftrightharpoons. Esto indica que la disociación del ácido acético es un equilibrio dinámico donde habrá una concentración significativa de moléculas de ácido acético presentes como moléculas $\text{CH}_3\text{COOH}$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, H, end text neutras, así como en forma de iones disociados, $\text H^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript y $\text{CH}_3\text{COO}^-$start text, C, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, C, O, O, end text, start superscript, minus, end superscript.  

  Una pregunta frecuente es "¿cómo sabes cuando una sustancia es un ácido fuerte o un ácido débil?" ¡Excelente pregunta! La respuesta corta es que hay solo un puñado de ácidos fuertes y todo lo demás se considera como ácido débil. Una vez familiarizados con los ácidos fuertes más comunes, podemos identificar fácilmente los ácidos fuertes y los ácidos débiles en problemas de química.

 

La tabla siguiente contiene algunos ejemplos de ácidos fuertes comunes.

 

Ácidos fuertes más comunes

Bases fuertes y débiles

  Una base fuerte es una base que se ioniza completamente en solución acuosa. Un ejemplo de una base fuerte es el hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text. En agua, el hidróxido de sodio se disocia totalmente para dar iones sodio e hidróxido:

 

  Así, si preparamos una solución acuosa de hidróxido de sodio, solamente los iones $\text{Na}^+$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript y $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript están presentes en la solución final. No esperamos encontrar ninguna molécula no disociada de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text.

 

  Analicemos ahora una solución acuosa de amoniaco, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript. El amoniaco es una base débil, por lo que se ioniza parcialmente en agua:

 

  Algunas de las moléculas del amoniaco aceptan un protón del agua para formar iones de amonio e iones de hidróxido. De ahí resulta un equilibrio dinámico en el cual las moléculas de amoniaco continuamente intercambian protones con el agua, y los iones de amonio continuamente devuelven los protones al hidróxido. La principal especie presente en solución es el amoniaco no ionizado, $\text{NH}_3$start text, N, H, end text, start subscript, 3, end subscript, ya que el amoniaco solo es capaz de quitarle protones al agua hasta cierto punto.

 

Entre las bases fuertes comunes se encuentran los hidróxidos de los grupos 1 y 2.  

  Incluso los compuestos insolubles como el $\text{Ca(OH)}_2$start text, C, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis, end text, start subscript, 2, end subscript a menudo se clasifican como bases fuertes porque tienen una fracción pequeña que se puede disolver en agua y la fracción que se encuentra en solución se disocia completamente para formar iones $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. 

 

  Otra forma de abordar este problema es considerar que la solubilidad completa no es un requisito para que un compuesto sea considerado como una base fuerte. Mientras una parte de él entre en solución y se disocie completamente, podemos clasificarlo como una base fuerte.

 

  Las bases débiles comunes incluyen compuestos nitrogenados neutros tales como el amoniaco, la trimetilamina y la piridina.

Sexta semana del tercer periodo grado noveno

Cohesión y adhesión del agua

 

La cohesión del agua

¿Alguna vez has llenado un vaso de agua hasta arriba y le has añadido lentamente unas cuantas gotas más? Antes de que se desborde, el agua forma una especie de domo por encima del borde del vaso. Esta especie de cúpula se forma gracias a las propiedades cohesivas de las moléculas de agua, esto es, su tendencia a pegarse unas con otras. La cohesión se refiere a la atracción que tienen las moléculas por otras de su mismo tipo, y las moléculas de agua tienen fuerzas cohesivas fuertes gracias a su habilidad para formar puentes de hidrógeno entre ellas.

 

Las fuerzas cohesivas son las responsables de la tensión superficial, un fenómeno que resulta en la tendencia de la superficie de un líquido a resistirse a la ruptura cuando se le somete a tensión o estrés. Las moléculas de agua en la superficie (en la interfase entre el agua y el aire) formarán puentes de hidrógeno con sus vecinas, al igual que las moléculas que se encuentran a mayor profundidad en el líquido. Sin embargo, como están expuestas al aire por uno de sus lados, tendrán menos moléculas de agua con las cuales unirse y los enlaces formados entre ellas serán más fuertes. La tensión superficial hace que el agua forme pequeñas gotas esféricas y le permite soportar pequeños objetos, como un pedazo de papel o una aguja, si se colocan con cuidado en su superficie.

 

La adherencia del agua

El agua tiende a pegarse a sí misma, pero bajo ciertas circunstancias, se adhiere a otros tipos de moléculas. La adhesión es la atracción de moléculas de un tipo por moléculas de otro tipo, y para el agua puede ser bastante fuerte, especialmente cuando las otras moléculas tienen cargas positivas o negativas.

 

Por ejemplo, la adhesión permite que el agua "suba" a través de delgados tubos de vidrio (llamados capilares) colocados en un vaso de agua. Este movimiento ascendente en contra de la gravedad, conocido como capilaridad, depende de la atracción entre las moléculas de agua y las paredes de vidrio del tubo (adhesión), así como de las interacciones entre las moléculas de agua (cohesión).

 

Las moléculas de agua son atraídas con mayor fuerza al vidrio que a las otras moléculas de agua (porque las moléculas de vidrio tienen mayor polaridad que las del agua). Puedes ver esto en la imagen a continuación: el agua tiene su punto más alto donde hace contacto con los bordes del tubo y el más bajo en el centro. La superficie curva formada por un líquido en un cilindro o tubo se llama menisco.

 

¿Por qué son importantes para la vida las fuerzas de cohesión y adhesión? Porque son parte de muchos procesos biológicos basados en agua, como el movimiento del agua hacia la copa de los árboles y el drenaje de las lágrimas de los lagrimales de tus ojos. Un ejemplo sencillo de la cohesión en acción es el patinador de agua (abajo), un insecto que depende de la tensión superficial para permanecer a flote sobre la superficie. 

Zapatero (Gerris lacustris)

 

Quinta semana del tercer periodo grado noveno

Ácidos y bases de Arrhenius

Puntos más importantes

• Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript en una solución acuosa.
   
• Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de $\text{OH}^-$start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript en una solución acuosa.
   
• En solución acuosa, los iones $\text{H}^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript reaccionan inmediatamente con las moléculas de agua para formar iones hidronio, $\text{H}_3\text{O}^+$start text, H, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, O, end text, start superscript, plus, end superscript.
   
• En una reacción ácido-base o reacción de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan generalmente para formar agua y una sal.

¡Del vinagre en tu despensa hasta el jabón en la ducha, los ácidos y bases están por todas partes! Pero ¿qué significa decir que algo es ácido o básico? Para responder a esta pregunta, necesitamos examinar algunas de las teorías que describen los ácidos y las bases.

Los ácidos de Arrhenius

La teoría de ácidos y bases de Arrhenius fue propuesta originalmente por el químico sueco Svante Arrhenius en 1884, quien sugirió clasificar ciertos compuestos como ácidos o bases de acuerdo con el tipo de iones que se forman cuando el compuesto se añade al agua.

 

Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones $\greenD{\text{H}^+}$start color #1fab54, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, end color #1fab54 (o protones) en solución acuosa. Por ejemplo, consideremos la reacción de disociación para el ácido clorhídrico, $\text{HCl}$, en agua:

 

Cuando hacemos una solución acuosa de ácido clorhídrico, el $\greenD{\text{H}}\text{Cl}$ se disocia en iones $\greenD{\text{H}^+}$ y $\text{Cl}^-$start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript. Ya que esto resulta en un aumento en la concentración de iones $\greenD{\text{H}^+}$start color #1fab54, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, end color #1fab54 en solución, el ácido clorhídrico es considerado un ácido de Arrhenius.  

Las bases de Arrhenius

Una base de Arrhenius se define como cualquier especie que aumenta la concentración de iones hidróxido, $\redD{\text{OH}^-}$start color #e84d39, start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript, end color #e84d39, en solución acuosa. Un ejemplo de una base de Arrhenius es el hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$, que es altamente soluble. El hidróxido de sodio se disocia en agua de la manera siguiente:

 

En agua, el hidróxido de sodio se disocia completamente para formar iones $\redD{\text{OH}^-}$ y $\text{Na}^+$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript, resultando en un incremento en la concentración de iones hidróxido. Por lo tanto, $\text{NaOH}$ es una base de Arrhenius. Las bases de Arrhenius más comunes incluyen otros hidróxidos del grupo 1 y grupo 2 como $\text{LiOH}$ y $\text{Ba(OH)}_2$start text, B, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis, end text, start subscript, 2, end subscript.

 

Reacciones ácido-base: ácido de Arrhenius + base de Arrhenius = agua + sal

Cuando un ácido de Arrhenius reacciona con una base de Arrhenius, los productos son generalmente agua y una sal. Estas reacciones también se conocen como reacciones de neutralización. Por ejemplo, ¿qué pasa cuando combinamos soluciones acuosas de ácido fluorhídrico $\text{HF}$ y de hidróxido de litio $\text{LiOH}$?

 

Si pensamos en la solución ácida y la solución básica por separado, sabemos que:

 

Un ácido de Arrhenius aumenta la concentración de $\greenD{\text H^+}(ac)$:

Una base de Arrhenius aumenta la concentración de $\redD{\text{OH}^-}(ac)$:

 

Cuando el ácido y la base se combinan en la solución, se produce $\text H_2 \text O$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text a partir de la reacción entre los iones hidrógeno y los iones hidróxido, mientras que los otros iones forman la sal $\text{LiF}(ac)$start text, L, i, F, end text, left parenthesis, a, c, right parenthesis:

 

Si sumamos las reacciones para la formación de agua y la formación de la sal, obtenemos la reacción general de neutralización entre el ácido fluorhídrico y el hidróxido de litio: 

 

Reacciones de neutralización

Este tipo de reacción química se produce cuando una sustancia básica y otra ácida interaccionan de tal manera que se neutralizan formando un compuesto neutro y agua.

 

Cuarta semana del tercer periodo grado noveno

Tercera semana del tercer periodo grado noveno

Propiedades disolventes del agua

¿La vida alguna vez te ha dado limones? De ser así, seguramente seguiste el viejo refrán e hiciste limonada, que por supuesto, llevaba ¡mucha azúcar! Si le has puesto azúcar a la limonada (o al té o a cualquier otra bebida basada en agua) y has observado cómo se disuelve, entonces ya has visto las propiedades disolventes del agua en acción. Un solvente es una sustancia que puede disolver otras moléculas y compuestos, a los que se les conoce como solutos. Una mezcla homogénea de solvente y soluto se llama solución. Buena parte de la química de la vida se lleva a cabo en soluciones acuosas, es decir, soluciones en las que el agua es el solvente.

Debido a su polaridad y su habilidad para formar puentes de hidrógeno, el agua es un excelente solvente, lo que significa que puede disolver muchos tipos de moléculas diferentes. La mayoría de las reacciones químicas importantes para la vida se realizan en un ambiente acuoso dentro de las células y la capacidad del agua para disolver una amplia variedad de moléculas es fundamental para que dichas reacciones puedan llevarse a cabo.

Propiedades disolventes del agua

A veces se dice que el agua es el "solvente universal" gracias a su habilidad para disolver una amplia gama de solutos. Sin embargo, este nombre no es completamente exacto, ya que existen algunas sustancias (como los aceites) que no se disuelven bien en agua. De manera general, el agua es buena para disolver iones y moléculas polares, pero mala para disolver moléculas no polares. (Una molécula polar es aquella que es neutral, no tiene una carga neta, pero tiene una distribución interna de cargas que forman una región parcialmente positiva y una región parcialmente negativa).

El agua interactúa de manera diferente con sustancias polares y no polares debido a la polaridad de sus propias moléculas. Las moléculas de agua son polares, con cargas parciales positivas en los hidrógenos, una carga parcial negativa en el oxígeno y una estructura general angular. La distribución desigual de cargas en la molécula del agua refleja la mayor electronegatividad, o avidez de electrones, del oxígeno con respecto al hidrógeno: los electrones compartidos de los enlaces O-H pasan más tiempo con el átomo de O que con los de H. En la imagen siguiente se representan las cargas parciales positivas y negativas en la molécula de agua por medio de los símbolos δ$^+$start superscript, plus, end superscript y δ$^-$start superscript, minus, end superscript, respectivamente.

Debido a su polaridad, el agua puede formar interacciones electrostáticas (atracciones basadas en cargas) con otras moléculas polares y con iones. Las moléculas polares y los iones interactúan con los extremos parcialmente positivos y negativos del agua, de manera que las cargas positivas atraen a las negativas (como en los extremos + y - de los imanes). Cuando hay muchas más moléculas de agua en relación con las de soluto, como en una solución acuosa, estas interacciones forman una capa esférica de moléculas de agua alrededor del soluto, llamada capa de hidratación. Las capas de hidratación permiten la dispersión (distribución) uniforme de partículas en el agua.

¿Cómo es que la formación de una capa de hidratación hace que se disuelva un soluto? Como ejemplo, consideremos lo que le sucede a un compuesto iónico, como la sal de mesa (NaCl), cuando es agregada al agua.

Si se revuelve sal de mesa en agua, la red cristalina del NaCl comenzará a disociarse en iones de Na$^+$start superscript, plus, end superscript y Cl${}^{-}$start superscript, minus, end superscript. (La disociación es solo un nombre para el proceso por el cual un compuesto o molécula se separa para formar iones). Las moléculas de agua forman capas de hidratación alrededor de los iones: los iones Na$^+$start superscript, plus, end superscript con carga positiva son rodeados por las cargas parciales negativas del lado del oxígeno de las moléculas de agua, mientras que los iones Cl$^-$start superscript, minus, end superscript cargados negativamente son rodeados por los extremos del hidrógeno con carga parcial positiva. Durante este proceso, todos los iones en los cristales de la sal de mesa son rodeados por capas de hidratación y dispersados en la solución.

Las moléculas no polares, como las grasas y los aceites, no interactúan con el agua ni forman capas de hidratación. Estas moléculas no tienen regiones de cargas parciales positivas o negativas por lo que no son atraídas electrostáticamente por las moléculas de agua. Por eso, en lugar de disolverse, las sustancias no polares (como los aceites) se mantienen separadas y forman capas o gotas cuando se ponen en agua.

Agua y aceite

Lamparas de lava