Electrolitos, Ácidos, Bases y Reacciones Redox

Electrolitos

Un electrolito es una sustancia que se descompone en iones (partículas cargadas eléctricamente) cuando se disuelve en agua, permitiendo que la energía eléctrica pase a través de ellos. Algunos ejemplos de electrolitos son el sodio, potasio, cloruro y calcio. Generalmente, elementos del grupo IA y IIA. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Los electrolitos generalmente existen como ácidos, bases o sales.

Definiciones de Ácidos y Bases

Teoría de Arrhenius (1883)

Ácido: Sustancia que en disolución acuosa cede H⁺. HCl → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)
Base: Sustancia que en disolución acuosa cede OH^-. NaOH → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Limitaciones:

• Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (NH₃ líquido).
• Se limita a disoluciones acuosas.

Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder H⁺.
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar H⁺.

Ventajas:

• Ya no se limita a disoluciones acuosas.
• Se explica el comportamiento básico de NH₃.

Ácidos y Bases Conjugadas

Los ácidos al ceder el protón originan una base conjugada y una base al aceptar el protón forma un ácido conjugado.
La base conjugada puede captar el protón y volver a generar el ácido inicial.
El ácido conjugado puede ceder el protón y generar la base inicial.

Teoría de Lewis (1923)

Para que una sustancia acepte un H⁺ debe poseer un par de electrones no compartidos.
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones.
Base: Especie que puede ceder pares de electrones.
El H⁺ es ácido de Lewis, pero no es el único. La base puede ceder pares de electrones a otras especies.

Ácidos y Bases Fuertes y Débiles

Ácidos fuertes: Son aquellos cuyas moléculas están casi completamente disociadas en agua. Es el caso del ácido clorhídrico: HCl → Cl^- + H⁺.
Bases fuertes: Ocurre cuando sus moléculas se disocian en su totalidad. NaOH → Na⁺ + OH^-.
Ácidos débiles: Son aquellos que se disocian solo en forma parcial. CH₃-COOH ↔ CH₃-COO^- + H⁺.
Bases débiles: Se disocian solo en forma parcial. NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-.

Constante de Acidez y Basicidad

Constante de acidez (K_a): Donde la concentración de agua no se incluye.
Constante de basicidad (K_b): Si K_a aumenta indica que la concentración de protones, es decir, que el ácido tiene más tendencia a ceder protones y por tanto es más fuerte. Lo mismo sucederá con las bases.

pH y Disoluciones Amortiguadoras

pH: Es una medida de la concentración de iones H⁺ en una solución, es un número adimensional que va desde el 0 al 14. El pH es una medida importante ya que muchas reacciones químicas, tanto en el laboratorio como en los organismos vivos, dependen del mismo.
Disoluciones amortiguadoras, buffers o tampones: Son aquellas que pueden regular el pH cuando se agregan ácidos o bases en pequeñas cantidades. Están formados por un ácido débil y su base conjugada o por una base débil y su ácido conjugado.

Neutralización y Titulación

Neutralización: Las reacciones de neutralización ocurren entre un ácido y una base de Arrhenius, dando lugar a una sal más agua. Es la neutralización entre los H⁺ del ácido y los OH^- de la base.
Neutralización - Reacción de titulación: La titulación termina cuando la reacción ha alcanzado su punto de equivalencia, es decir, cuando el ácido ha reaccionado neutralizando completamente la base (o viceversa). El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color de un indicador agregado a la solución.

Reacciones Redox

Energía no como calor, sino como energía eléctrica. La energía se transmite a través de la materia, debido a la existencia de portadores de cargas eléctricas.

Definición de Oxidación y Reducción

Las reacciones redox son aquellas en que al menos dos átomos de las sustancias que reaccionan experimentan un cambio en su estado de oxidación, produciéndose una transferencia de electrones.
Oxidación: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
Reducción: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Estado o Número de Oxidación

El estado de oxidación (EO) es la carga eléctrica que posee un átomo en un compuesto determinado.
Todos los elementos en estado neutro tienen EO = 0.
El oxígeno en óxidos, ácidos y oxosales tiene EO = -2.
El hidrógeno tiene EO = -1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos, que son la mayoría.
Los metales en un compuesto tienen EO positivos.

Oxidante: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, por lo que acepta electrones, con lo que esta se reduce.
Reductor: Es la sustancia capaz de reducir a otra, porque dona electrones, con lo que esta se oxida.
El número de electrones participantes en cada uno de estos procesos es el mismo, puesto que los electrones cedidos por el reductor son aceptados por el oxidante.

Agente oxidante + ne^- → producto reducido (semirreacción de reducción)
Agente reductor → producto oxidado + ne^- (semirreacción de oxidación)

Métodos para Equilibrar Ecuaciones Redox

Método del Ion-Electrón:

Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga. Este método se puede desarrollar a través de los pasos básicos siguientes:

1. Identificar tanto el agente oxidante como el agente reductor.
2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
3. Ajustar en cada una de ellas los átomos de los elementos, considerando el medio en que se lleva.
4. Ajustar las reacciones con respecto a la carga agregando electrones según corresponda.
5. Igualar los electrones y luego sumar ambas semirreacciones.
6. Trasladar los coeficientes estequiométricos a la ecuación original.

Celdas Electroquímicas

Las interconversiones entre la energía química y energía eléctrica se llevan a cabo en dispositivos llamados celdas electroquímicas.

Celdas Galvánicas o Voltáicas

En las cuales es posible transformar la energía química en energía eléctrica.

Celdas Electrolíticas

En las cuales es posible producir una reacción química mediante el empleo de una corriente eléctrica. Este proceso recibe el nombre de electrólisis.

Electrodo: Dispositivo electroquímico constituido por un elemento conductor (Cu, Zn, Pt) que se encuentra en contacto con una solución de un electrolito. Sobre la superficie de este electrodo se producen las reacciones de oxidación o reducción, los iones en solución pueden ceder electrones al electrodo o captar electrones de este.
El electrodo en el cual ocurre la oxidación se llama ánodo.
El electrodo en el cual ocurre la reducción se llama cátodo.
Los electrones se generan en el ánodo y migran hacia el cátodo.
El disco poroso o puente salino permite la migración iónica pero no el contacto directo de las dos soluciones.
Ambos electrodos están conectados por un cable eléctrico en el que se ha intercalado un voltímetro que permite medir la diferencia de potencial entre ambos electrodos.
La corriente cesa cuando se alcanza el equilibrio redox. Cuando se alcance el equilibrio el potencial de la pila será 0.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía eléctrica entre los electrodos.
El potencial de electrodo es el potencial de una semipila que ha sido escrito como reducción.
El potencial de una pila es la diferencia que hay entre el potencial de electrodo del cátodo y ánodo.
El electrodo estándar es el de H, se ha asignado un potencial arbitrario de 0.000 volt.
En condiciones estándar, presión H₂ es 1 atm y la concentración del HCl es 1M, el potencial para la reducción de H⁺ a 25° se define exactamente como cero.