Fundamentos de Reacciones Ácido-Base y Procesos Redox en Química

Teoría de Arrhenius

Arrhenius: Ácido es toda sustancia que al disociarse en H₂O produce iones H o protones (H⁺): HCl → Cl^- + H⁺. Base es toda sustancia que al disociarse en H₂O produce iones hidroxilos (OH^-): NaOH → Na⁺ + OH^-. Neutralización: ácido + base → sal + agua.

Limitaciones de la teoría

• El protón no se encuentra como tal en disolución, ya que al ser tan pequeño crea un intenso campo electrostático que hace que, en presencia del H₂O, se hidrate y forme el ion hidronio.
• En esta teoría, el carácter ácido-base queda reducido a disoluciones acuosas.
• Existen sustancias que presentan carácter ácido sin tener H y otras que presentan carácter básico sin contener OH.

Teoría de Brönsted-Lowry

La reacción ácido-base es aquella en la que se produce una transferencia de protones entre dos sustancias: ácido es la sustancia que en dichas reacciones cede protones y base es toda sustancia que los acepta y los capta.

Este proceso de cesión y aceptación de protones trae consigo la formación de un nuevo ácido y una nueva base, que reciben el nombre de ácido y base conjugadas de las especies iniciales: HA + B → A^- + BH⁺.

Esta teoría no se limita a disoluciones acuosas, siendo más general que la de Arrhenius; sin embargo, la definición de ácido-base de Brönsted-Lowry da a estos conceptos un carácter relativo. Las sustancias que, como el H₂O, pueden comportarse indistintamente como ácido o como base, en función de la sustancia con la que reaccionen, se denominan anfóteras o anfipróticas.

Conceptos Avanzados de Equilibrio Químico

Hidrólisis

Tiene lugar cuando el anión o catión de una sal reaccionan con el H₂O.

Ácidos Polipróticos

Los ácidos que pueden ceder más de un protón no ceden todos los protones a la vez, ni con la misma facilidad, sino que lo hacen de forma gradual.

Equilibrio Iónico del H₂O y pH

El H₂O se disocia: H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-. Como [H₂O] es constante, entonces Keq = Kw = [H₃O⁺][OH^-]. Este valor es el producto iónico del H₂O y su valor es 10^-14.

• Si la [H₃O⁺] es = 10^-7 M: disolución neutra.
• Si la [H₃O⁺] es > 10^-7 M: disolución ácida.
• Si la [H₃O⁺] es < 10^-7 M: disolución básica.

Concepto de pH

Se define como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones hidronios o protones: pH = -log [H₃O⁺].

• Disolución neutra: pH = 7.
• Disolución ácida: pH < 7.
• Disolución básica: pH > 7.

Grado de Disociación

Es la relación entre la concentración de la especie ionizada y la concentración inicial de la especie sin ionizar.

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases

Arrhenius aplica el concepto de grado de disociación para expresar la fortaleza de ácidos (a) y bases (b). Un ácido o base será fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado. Según Brönsted y Lowry, diremos que un ácido será fuerte cuando tenga mucha tendencia a soltar un protón y una base será fuerte cuando tenga mucha tendencia a aceptar un protón. Si un ácido es muy fuerte, su base conjugada será muy débil y viceversa.

Espontaneidad de un Proceso Redox

• Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química (pilas voltaicas).
• Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de la energía eléctrica suministrada.

Una reacción redox es espontánea si es positivo el valor de la fuerza electromotriz o potencial estándar de la pila, y no es espontánea si es negativo.

Electrólisis

Proceso en el que el paso de la corriente eléctrica por una disolución de electrolito fundido produce una reacción de oxidación-reducción no espontánea. La cuba electrolítica es el recipiente en el que se realiza el proceso.

• Ánodo: Es el electrodo en el que se produce la oxidación; se conecta al polo positivo de la corriente continua.
• Cátodo: Es el electrodo en el que sucede la reducción; se conecta al polo negativo.

Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.

Aplicaciones de la electrólisis

Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales, utilizando la electricidad como fuente de energía. También se pueden utilizar como recubrimientos metálicos.

Comparativa: Pila vs. Cuba Electrolítica

Pila

• Una reacción química produce energía.
• Hay dos electrolitos.
• Reacción redox espontánea.
• Ánodo: polo negativo. Cátodo: polo positivo.

Cuba Electrolítica

• La energía eléctrica produce una reacción química.
• Un solo electrolito.
• La reacción redox no es espontánea.
• Ánodo: polo positivo. Cátodo: polo negativo.

Ley de Faraday

La carga de un electrón es de 1.6x10^-19 C y la de un mol de electrones (6.02x10²³) es el producto de ambos números: 96500 C, conocido como 1 Faraday (1F).

• Nº de moles de metal = m(g) / Mm
• Nº de moles de electrones = a × m(g) / Mm

Pilas Voltaicas

Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas) y las conectamos entre sí para que los electrones perdidos en la oxidación del elemento circulen por el exterior y sean los que producen la reducción de otro compuesto hasta el mismo con valencia 0, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es la corriente eléctrica.

Tipos de electrodos: barra metálica sumergida en una disolución. En una pila hay dos electrodos:

• Ánodo: Donde se lleva a cabo la oxidación.
• Cátodo: Donde se lleva a cabo la reducción.

Pila Daniell

Consta de dos semiceldas, cada una con un electrodo, unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda. Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.

Potencial de Reducción

Las pilas producen una diferencia de potencial que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman: ΔE = E_cátodo - E_ánodo.

Cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas E_cátodo > E_ánodo. Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora. Se reduce la que tenga un mayor potencial de reducción.