Fundamentos de Ácidos, Bases, Sales y Equilibrio Químico: Propiedades y Reacciones

Ácidos, Bases y Sales: Conceptos y Propiedades

Clasificación de Ácidos y Bases

Ácidos Fortes

• HCl (Ácido clorhídrico)
• HBr (Ácido bromhídrico)
• HI (Ácido iodhídrico)
• H₂SO₄ (Ácido sulfúrico - primeira ionización)
• HNO₃ (Ácido nítrico)
• HClO₄ (Ácido perclórico)
• HMnO₄ (Ácido permangánico)
• HClO₃ (Ácido clórico)

Bases Febles (Débiles)

• NH₃ (Amoníaco)
• CH₃NH₂ (Metilamina)
• Outras aminas orgánicas

Ácidos Febles (Débiles)

• NH₄⁺ (Ion amonio)
• HF (Ácido fluorhídrico)
• HCN (Ácido cianhídrico)
• H₂CO₃ (Ácido carbónico)
• Ácidos orgánicos (ex: CH₃COOH - ácido acético)

Hidrólise de Sales (Comportamento das Sales en Auga/Agua)

Sal de Ácido Forte e Base Forte

O ión procedente da base forte (ex: NaOH) é un ácido conxugado moi feble (ex: Na⁺) e o ión procedente do ácido forte (ex: HCl) é unha base conxugada moi feble (ex: Cl⁻). Polo tanto, ningún deles reacciona significativamente coa auga (non sofren hidrólise). A concentración de ións H₃O⁺ e OH⁻ na disolución será a que provén da autoionización da auga, polo que o pH é neutro (pH = 7).

Exemplos: NaCl, BaCl₂, KNO₃, NaNO₃, KI, RbClO₄, KCl, RbI.

Sal de Ácido Forte e Base Feble

O anión procedente do ácido forte (ex: Cl⁻ de HCl) será unha base conxugada moi feble e, polo tanto, non reaccionará coa auga. Sen embargo, o catión procedente da base feble (ex: NH₄⁺ de NH₃) será un ácido conxugado relativamente forte que reaccionará coa auga cedendo ións H⁺ (protóns), o que resulta nun pH ácido (pH < 7).

Exemplos: Cloruro de amonio (NH₄Cl), sulfato de amonio ((NH₄)₂SO₄), cloruro de ferro(III) (FeCl₃), cloruro de metilamonio (CH₃NH₃Cl), nitrato de amonio (NH₄NO₃).

Sal de Ácido Feble e Base Forte

O catión procedente da base forte (ex: Na⁺ de NaOH) é un ácido conxugado moi feble que non reaccionará coa auga. Mentres que o anión procedente do ácido feble (ex: CH₃COO⁻ de CH₃COOH) é unha base conxugada relativamente forte, que reacciona coa auga captando protóns dela (hidrólise), o que resulta nun pH básico (pH > 7).

Exemplos: Acetato de sodio (CH₃COONa), formiato de potasio (HCOOK), sulfito de rubidio (Rb₂SO₃), fosfato de sodio (Na₃PO₄), propionato de potasio (CH₃CH₂COOK), cianuro de potasio (KCN), carbonato de sodio (Na₂CO₃).

Sal de Ácido Débil y Base Débil

Ambos iones (el catión procedente de la base débil y el anión procedente del ácido débil) se hidrolizan. El pH de la disolución dependerá de la fuerza relativa del ácido y la base de los que proceden; es decir, habrá que comparar sus constantes de ionización (K_a del catión y K_b del anión).

• Si K_a (del catión) > K_b (del anión), el catión se hidroliza en mayor grado que el anión, y la disolución será ácida.
• Si K_b (del anión) > K_a (del catión), el anión se hidroliza en mayor grado que el catión, y la disolución será básica.
• Si K_a (del catión) ≈ K_b (del anión), ambos iones se hidrolizan en proporción semejante, y la disolución será prácticamente neutra.

Ejemplos Detallados de Disociación e Hidrólisis

Disociación de KNO₃ (pH Neutro)

KNO₃ (s) → K⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)

El ion K⁺ procede de una base muy fuerte, el KOH, por lo que es un ácido conjugado muy débil que no se hidroliza. El ion NO₃⁻ procede de un ácido fuerte, el HNO₃, por lo que su base conjugada (NO₃⁻) es muy débil y, por tanto, no se hidroliza. En consecuencia, ninguno de los dos iones reacciona con el agua, y la concentración de iones H₃O⁺ y OH⁻ de la disolución será la que procede de la autoionización del agua, resultando un pH neutro (pH = 7).

Hidrólisis de NH₄Cl (pH Ácido)

NH₄Cl (s) → NH₄⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

El ion NH₄⁺ procede de una base débil (NH₃), por lo que es un ácido conjugado relativamente fuerte que reaccionará con el agua cediendo protones, originando un pH ácido (pH < 7). El ion Cl⁻ procede de un ácido fuerte (HCl), por tanto, es una base conjugada muy débil que no se hidroliza.

Reacción de hidrólisis del ion amonio: NH₄⁺ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₃ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Hidrólisis de CH₃COONa (pH Básico)

CH₃COONa (s) → Na⁺ (aq) + CH₃COO⁻ (aq)

El ion Na⁺ procede de una base fuerte (NaOH), por tanto, es un ácido conjugado muy débil que no reacciona con el agua. El ion CH₃COO⁻ procede de un ácido débil (CH₃COOH, ácido acético), por tanto, el CH₃COO⁻ es una base conjugada relativamente forte, que capta protones del agua (se hidroliza) originando un pH básico (pH > 7).

Reacción de hidrólisis del ion acetato: CH₃COO⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ CH₃COOH (aq) + OH⁻ (aq)

Principio de Le Châtelier y Equilibrio Químico

Según el Principio de Le Châtelier, cuando en un sistema en equilibrio se modifica algún factor externo (como la presión, la temperatura o la concentración de reactivos o productos), el sistema se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha modificación, alcanzando un nuevo estado de equilibrio.

Factores que Afectan el Equilibrio

Efecto de la Temperatura

Un aumento de la temperatura (T) favorece el sentido endotérmico de la reacción. Si la reacción directa es exotérmica (ΔH < 0), un aumento de T desplazará el equilibrio hacia la izquierda (reactivos). Por el contrario, si es endotérmica (ΔH > 0), se desplazará hacia la derecha (productos).

Efecto de la Presión

Un aumento de la presión total (generalmente por disminución de volumen) en un sistema gaseoso en equilibrio, desplazará el equilibrio hacia donde haya un menor número de moles de gas. Si el número de moles gaseosos es igual en reactivos y productos, la presión no afectará la posición del equilibrio.

Efecto de la Concentración

Al aumentar la concentración de una especie (reactivo o producto), el equilibrio se desplazará en el sentido que tienda a consumir dicha especie. Por ejemplo, al aumentar la cantidad de un reactivo, el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos.

Un aumento en la cantidad de PCl₃ (si es un producto en una reacción como PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂) hace que el equilibrio se desplace hacia la izquierda para consumir el PCl₃ añadido y restablecer el equilibrio.

Papel de los Catalizadores

Los catalizadores aumentan la velocidad de las reacciones directa e inversa en la misma proporción. Por lo tanto, no afectan la posición del equilibrio químico; solo hacen que el equilibrio se alcance más rápidamente.

Técnicas de Separación en el Laboratorio

Filtración por Gravidade

A filtración por gravidade é unha técnica utilizada para separar un sólido insoluble dun líquido.

1. Preparación do material: Prepárase un papel de filtro axeitado ao tamaño do funil e dóbrase correctamente (normalmente en forma de cono, ou pregado para aumentar a superficie).
2. Montaxe: Colócase o papel de filtro no interior dun funil de vidro. Humedécese lixeiramente o papel de filtro con pequenas cantidades do disolvente que contén a mestura (xeralmente auga destilada se a fase líquida é acuosa) para que se adhira ás paredes do funil e para evitar que pasen partículas finas ao comezo da filtración. O funil, co papel de filtro preparado, colócase sobre un aro de suxeición fixado a un soporte universal. Debaixo do tubo do funil sitúase un vaso de precipitados ou un matraz Erlenmeyer limpo para recoller o líquido filtrado. É recomendable que o extremo do tubo do funil toque a parede interna do recipiente colector para facilitar un fluxo continuo e evitar salpicaduras.
3. Proceso de filtración: Vértese a mestura que se quere filtrar no funil, utilizando unha variña de vidro para dirixir o fluxo do líquido e evitar perdas. A mestura engádese pouco a pouco, procurando que o nivel do líquido non supere o bordo do papel de filtro.
4. Recollida do sólido: Unha vez que todo o líquido pasou a través do filtro, se queda algún residuo sólido no recipiente orixinal, pode arrastrarse utilizando pequenas porcións do disolvente limpo, verténdoas sobre o residuo e logo ao filtro.
5. Secado: Ao rematar a filtración, o papel de filtro co sólido retido (precipitado) extráese con coidado do funil. Pódese deixar secar ao aire, nunha estufa de secado a temperatura moderada (se o sólido é estable), ou proceder segundo indique a técnica específica.

Unha alternativa máis rápida, especialmente para grandes volumes ou precipitados finos, é a filtración a baleiro, que utiliza un funil Büchner e un matraz kitasato conectado a unha fonte de baleiro.

Ecuaciones de Ionización y Reacciones Ácido-Base Comunes

• Ácido acético (etanoico): CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ CH₃COO⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Amoniaco en disolución: NH₃ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
• Ácido metanoico (fórmico): HCOOH (aq) + H₂O (l) ⇌ HCOO⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Ácido láctico: CH₃CH(OH)COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ CH₃CH(OH)COO⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Metilamina: CH₃NH₂ (aq) + H₂O (l) ⇌ CH₃NH₃⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
• Ácido monoprótico débil genérico: HA (aq) + H₂O (l) ⇌ A⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Ion amonio (hidrólisis ácida): NH₄⁺ (aq) + H₂O (l) ⇌ NH₃ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Acetato sódico:
  • Disociación: CH₃COONa (s) → Na⁺ (aq) + CH₃COO⁻ (aq)
  • Hidrólisis del ion acetato (básica): CH₃COO⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ CH₃COOH (aq) + OH⁻ (aq)
• Cianuro potásico:
  • Disociación: KCN (s) → K⁺ (aq) + CN⁻ (aq)
  • Hidrólisis del ion cianuro (básica): CN⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ HCN (aq) + OH⁻ (aq)
• Ácido fluorhídrico: HF (aq) + H₂O (l) ⇌ F⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
• Ion fluoruro (hidrólisis básica): F⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ HF (aq) + OH⁻ (aq)
• Ácido benzoico: C₆H₅COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ C₆H₅COO⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)