Arrhenius:Disociación electrolítica –Propiedades Coligativas –

Ácido Base – Electrólisis

Svante A. Arrhenius(1859 - 1927)

ANTECEDENTES: En la primera mitad del siglo XIX ya se conocían la conductividad eléctrica de las disoluciones electrolíticas y la electrolisis, pero no se disponía de una explicación satisfactoria para estos fenómenos.

Svante A. Arrhenius fue un científico sueco que realizó el grado académico doctoral en la Universidad de Uppsala, donde se recibió en 1884. Durante sus estudios investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga), formulando en su tesis doctoral la Teoría de disociación electrolítica, por la cual se le otorgó el Premio Nobel de Química en 1903.

Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius

Arrhenius propuso que ciertas sustancias, al ponerse en contacto con el agua, forman iones positivos y negativos que pueden conducir la corriente eléctrica (electrolitos). En el caso de una sustancia hipotética AB ocurre que:

De manera que la carga total sobre los cationes es igual a la carga sobre los aniones. La disolución en su conjunto es neutra. Esta disociación se realiza sin necesidad que circule corriente eléctrica, ya que los iones son preexistentes. Por ejemplo concreto:

NaCl 𝑯𝟐𝑶

𝑵𝒂+ + 𝑪𝒍−

𝑨𝑩 +𝑯𝟐𝑶 𝑨´+ +𝑩−

Electrólisis

Se trata del desplazamiento de los iones por efecto de la electricidad hacia los electrodos correspondientes. El conectado al polo negativo se llama “cátodo” y el conectado al polo positivo “ánodo”.

Un ejemplo de electrólisis puede ser el caso del agua. El agua pura no tiene la suficiente cantidad de iones libres como para que se pueda producir electricidad. Debido a esto, para lograr la electrolisis del agua, se suele añadir una cantidad pequeña de ácido sulfúrico (0.1 M). En estas disoluciones acuosas, se sumergen los electrodos inertes.

Tipos de disoluciones

1. ELECTROLÍTICA: el soluto se disocia en mayor o menor proporción en iones incrementando así el número de partículas de solución.

1. NO ELECTROLÍTICA: el soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga y no presenta tendencia a la disociación de iones con carga eléctrica.

NaCl 𝑯𝟐𝑶

𝑵𝒂+ + 𝑪𝒍−

Glucosa + 𝑯𝟐𝑶Urea + 𝑯𝟐𝑶

Propiedades Coligativas en disoluciones no-electrolíticas

Cuando se adiciona un soluto a un disolvente puro se modifican algunas de sus propiedades. Estas se denominan propiedades coligativas de las disoluciones y dependen de la concentración del soluto y no de su naturaleza; así, disoluciones de igual concentración con solutos muy diferentes se comportan de la misma forma.

Pro

pie

da

de

sco

ligat

ivas Disminución de la

presión de vapor

Elevación del punto de ebullición

Disminución del punto de congelación

Presión osmótica

Propiedades Coligativas en disoluciones electrolíticas

Para las soluciones que contengan solutos electrolitos, las propiedades coligativas se miden de diferente manera con respecto a las propiedades coligativas de las soluciones que contienen un soluto no electrolito. Este fenómeno se debe a la disociación de los solutos electrolitos en iones, dando así a una separación de un compuesto en diferentes iones o partículas.

El efecto de producen los electrolítos sobre las propiedades Coligativas fue estudiado por el científico Van’t Hoff, a través de la siguiente expresión:

𝒊 =𝒑𝒓𝒐𝒑𝒊𝒆𝒅𝒂𝒅 𝒄𝒐𝒍𝒊𝒈𝒂𝒕𝒊𝒗𝒂𝒎𝒆𝒅𝒊𝒅𝒂

𝒗𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒓𝒂𝒅𝒐 𝒑𝒂𝒓𝒂 𝒖𝒏 𝒏𝒐 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒍í𝒕𝒐

ÁCIDO-BASE

Al clasificar las sustancias químicas se trató de agruparlas de acuerdo a sus características más relevantes. Es así como se llegó a distinguir 3 grupos: los ácidos, las bases y las sales.

Características más relevantes

ÁCIDOS

* Tienen sabor agrio

* Forman disoluciones acuosas conductoras de electricidad

* Neutralizan una base formando de manera general sal y agua

BASES

* Tienen sabor astringente

* Forman disoluciones acuosas conductoras de electricidad

* Se neutralizan con un ácido, formando sal y agua.

* Tienen al tacto una sensación jabonosa.

SALES

* Presentan en general características neutras, sin embargo, son consideradas electrolitos, por su tendencia a la disociación en un medio acuoso.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE1. TEORÍA DE ARRHENIUS: Svante Arrhenius gracias a su teoría de la

disociación electrolítica permitió dar una definición para ácidos y bases.

ÁCIDOCompuestos que en disolución acuosa se

ionizan, liberando iones hidrógeno (𝑯+) al medio.

𝑯𝑪𝒍𝑯𝟐𝒐𝑯+ + 𝑪𝒍−

𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒𝑯𝟐𝒐𝟐𝑯+ + 𝑺𝑶𝟒

𝟐−

BASECompuestos que en

disolución acuosa liberan iones hidroxilos (𝑶𝑯−) al

medio

LiOH𝑯𝟐𝒐𝑳𝒊+ + 𝑶𝑯−

𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑𝑯𝟐𝒐𝑨𝒍𝟑+ + 𝟑𝑶𝑯−

Limitaciones de la teoría de Arrhenius• Sólo es valida para disoluciones acuosas (no se puede utilizar para

disolventes distintos del agua).

• Las bases deben tener OH en su molécula (esta teoría no puede explicar el carácter básico de sustancias como el NH3 o el Na2CO3)

• Los ácidos deben tener H en su molécula y al disociarse en agua dar H+ (los iones hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio, 10-13 cm, no existen como tales en disoluciones acuosas, sino que están fuertemente hidratados, originando iones hidronio, H3O+, que es más estable).

NeutralizaciónEs una reacción entre un ácido y una base, en la cual se logra equiparar la fuerza de ambos y el pH de la disolución es neutro.

Según Arrhenius la reacción entre un ácido y una base generan sal y agua.

Por ejemplo: 𝑯𝑪𝒍 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑶

Finalmente, se puede calcular el pH de zona neutra sabiendo las concentraciones en juego y los volúmenes respectivos con el supuesto de que los volúmenes se suman, esto es:

𝑪á𝒄𝒊𝒅𝒐 ∗ 𝑽á𝒄𝒊𝒅𝒐 = 𝑪𝒃𝒂𝒔𝒆 ∗ 𝑽𝒃𝒂𝒔𝒆

Donde “C” es concentración y “V” es volumen.

• TITULACIÓN: es una técnica muy usada para averiguar la concentración que tiene una disolución ácida o básica, a través de una neutralización controlada.

2.- TEORÍA DE LEWIS

ÁCIDO: Aquella entidad capaz de aceptar un par de electrones de su entorno.

BASE: Aquella entidad capaz de ceder o donar un par de electrones.

Ejemplo:

𝑩𝑭𝟑 + 𝑵𝑯𝟑 𝑩𝑭𝟑𝑵𝑯𝟑

El 𝑩𝑭𝟑 será el ácido dado que puede aceptar un par electrónico y el 𝑵𝑯𝟑 será base dado que da el par electrónico.

3.- TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY

ÁCIDOAquella entidad que puede

donar o ceder iones hidrógeno al medio en

disolución (no necesariamente agua).

𝑯𝑩𝒓 𝑯+ + 𝑩𝒓−

𝑵𝑯𝟒+ 𝑵𝑯𝟑 + 𝑯+

BASEAquella entidad que puede

captar o aceptar iones hidrógeno del medio en

disolución.

𝑯𝑺− + 𝑯+ 𝑯𝟐𝑺

𝑯𝑷𝑶𝟒𝟐− + 𝑯+ 𝑯𝟐𝑷𝑶𝟒

−

Dentro de esta teoría podemos observar que un ácido puede ser una base o viceversa, según se defina la participación del ion hidrógeno. Aquellos compuestos que tengan esta dualidad (ácido-base) se llamaran ANFOLITOS. El agua es un ejemplo que presenta esta característica.

En forma general podernos establecer entonces lo siguiente:

ÁCIDO + BASE Á𝑪𝑰𝑫𝑶 𝑪𝑶𝑵𝑱𝑼𝑮𝑨𝑫𝑶 + 𝑩𝑨𝑺𝑬 𝑪𝑶𝑵𝑱𝑼𝑮𝑨𝑫𝑨

De esta forma, para los siguientes ejemplos tenemos:

𝑯𝟐𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 𝑯𝟑𝑶+ + 𝑶𝑯−

ÁCIDO BASE ÁC. CONJUGADO BASE CONJUGADA

Auto ionización del agua

El agua es un compuesto que tiene una particularidad especial, por ello no resulta fácil explicar su comportamiento.

Desde el punto de vista ácido base, el agua es un anfolito, pues se ha comprobado que conduce en pequeña cantidad la electricidad. Su disociación puede ser establecida de la siguiente manera:

𝑯𝟐𝑶 𝑯+ + 𝑶𝑯−

Entonces se establece que el agua es capaz de autoionizarse, comportándose como ácido y base.

Su constante es: 𝑲𝒘 = 𝑯+ 𝑶𝑯− respecto a sus concentraciones. Y luego de una serie de cálculos matemáticos nos queda que:

𝒑𝑲𝒘 = 𝒑𝑯+ 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒

Medida de la acidez y la basicidadEs posible de manera matemática medir la acidez o basicidad de una entidad. Sin embargo, existen métodos experimentales a través del “peachímetro” o con papeles indicadores.

En términos generales, podemos conseguir estas medidas gracias a las escalas de pH y pOH:

• pH: Nivel de acidez de la solución en estudio, relativo a la concentración de iones hidrógeno presentes en la disolución.

pH = -log [𝑯+]

• pOH: Nivel de basicidad de la solución, respecto a la concentración de iones hidroxilo en la disolución.

pOH = -log [𝑶𝑯−]

De esta manera, relacionando el pH con el pOH obtenemos, gracias a la constante del agua, que:

A medida que aumenta el pH, el pOH va disminuyendo y viceversa. Pero siempre la suma de ambos debe dar 14.

pH pOH pKw

0 14 14

1 13 14

3 11 14

5 9 14

7 7 14

9 5 14

11 3 14

14 0 14

IndicadoresSon compuestos orgánicos principalmente y tienen un rango determinado de pH a medir. Su gracia es que manifiestan la medición por colores y cuando son agregados a la disolución adquieren tal tonalidad y se concluye que esta tiene tal valor de pH.

Mientras el pH de un compuesto sea ácido, el indicador mostrará un color, y si pasa a pH básico, manifestará el segundo color. Estos indicadores son muy útiles en la titulación de ácidos y bases (neutralización).

INDICADOR COLOR pH INFERIOR INTERVALO pH COLOR pH SUPERIOR

Azul de timol Rojo 1,2 – 2,8 Amarillo

Anaranjado de metilo Anaranjado 3,1 – 4,4 Amarillo

Azul de clorofenol Amarillo 4,8 – 6,4 Rojo

Rojo neutro Rojo 6,8 – 8,0 Amarillo

Fenolftaleina Incoloro 8,3 – 10,0 Rojo

Amarillo de alizarina Amarillo 10,1 – 12,0 Rojo

Disoluciones Buffer

• Son conocidas como amortiguadoras, reguladores o tampón.

• Todas estas soluciones presentan la misma cualidad, que es la de mantener el pH en un cierto rango.

• La sangre es un ejemplo de disolución buffer, su pH está en el rango de 7 a 7,4.

• En estas disoluciones hay un equilibrio entre el componente ácido y básico.