Les dejo un video de una neutralización ácido-base

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE SALES

Las sales son compuestos iónicos, es decir que están formadas por cationes y aniones. En un cristal iónico la fuerza de atracción que mantiene unidos a los iones se denomina enlace iónico.

Para escribir la fórmula de una sal, hay que considerar qué catión y qué anión la componen. Se analizará algunas reglas útiles para formular y nombrar estas sustancias.

Ejemplo 1:

La sal cloruro de magnesio está formada por cationes magnesio y aniones cloruro. Para escribir la fórmula de esta sal es necesario considerar la carga del catión magnesio y la carga del anión cloruro.

Recordar:

 El número de oxidación de un metal coincide con la carga del ión correspondiente

Mg2+ Cl-

Como las sales son compuestos eléctricamente neutros, la proporción de cationes y aniones debe ser tal que la carga neta resulte cero.

En este caso se requieren dos aniones cloruro por cada catión magnesio.



(+2) + (-1) + (-1) = 0

Mg2+ Cl- Cl-



La suma algebraica de las cargas de los iones es cero, entonces la fórmula es MgCl2.

Para nombrar las sales se indica primero el nombre del anión seguido del nombre del catión.



Como el anión Cl- proviene del HCl; ácido clorhídrico, el mismo se llama cloruro.

Por lo tanto esta sal se llama Cloruro de magnesio.

Recordar:

Hidrácidos Nombre del anión

......hídrico .................. ..URO



Oxoácidos

hipo ... oso hipo ............. ITO

........... oso ..................... ITO

........... ico .................... ATO

per ..... ico per .............. ATO

SALES

Las sales constituyen un grupo de sustancias de naturaleza tanto orgáni

ca como inorgánica (mineral), con múltiples aplicaciones y de gran importancia en los procesos biológicos, industriales y agrícolas, entre otros.

En términos cotidianos se suele pensar que solo existe “la sal”, refiriéndose a aquella que se emplea para condimentar las comidas, pero esta es solo una de tantas sales. Más aún, esta sal común o sal de mesa es una mezcla de varias sales donde el cloruro de sodio (NaCl) está en mayor proporción.

Siendo que las sales son generalmente solubles en agua, se encuentran con frecuencia en la naturaleza como solutos en variadas soluciones acuosas.

Por lo general, las sales inorgánicas tienen las siguientes propiedades: son solubles en agua; tienen elevado punto de fusión; forman cristales y conducen la corriente eléctrica en solución acuosa o fundidas.



El consumo de sales minerales no suministra energía al organismo pero aporta, en forma de iones, los elementos necesarios para los procesos biológicos. En especial, es importante el aporte de aniones cloruro (Cl-),carbonato (CO3-), hidrógenocarbonato (HCO3-), fosfato (PO4-) y catones como sodio (Na+), potasio (K+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+) y amonio (NH4+), entre otros.



Sin embargo, el consumo excesivo de sales puede ser perjudicial para la salud. En otros casos, el consumo de ciertas sales, aún en pequeñas cantidades, puede resultar tóxico.



Las sales forman también estructuras duras que sirven de sostén y protección. Por ejemplo, el fosfato de calcio los caparazones de moluscos, artrópodos, etc.

En casi todos los procesos industriales se emplea alguna sal por ejemplo, en la fabricación de:

· Alimentos

· Agroquímicos (fertilizantes, pesticidas, insecticidas, etc)

· Materiales de construcción (yeso, cemento, pinturas, vidrio)

· Agentes de limpieza (detergentes, jabones, pasta de dientes)

· Cosméticos

· Explosivos y pirotecnia

· Medicamentos

· Plásticos, fibras textiles, colorantes

NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE

La reacción entre los ácidos y los hidróxidos se conoce como neutralización. De la misma forma que los hidróxidos neutralizan los ácidos, los ácidos neutralizan los hidróxidos.

Si un ácido reacciona con un hidróxido en las proporciones correctas, la mezcla resultante no posee propiedades ácidas ni básicas; de hecho empleando la neutralización es posible preparar enorme cantidad de nuevas sustancias con propiedades distintas de los ácidos y los hidróxidos que les dieron origen.

Cabe mencionar que una parte importante de la producción mundial de ácido sulfúrico y ácido fosfórico se destina a la fabricación de fertilizantes. Estos productos se obtienen a partir de la neutralización de estos ácidos.

En el proceso de neutralización son muy importantes las proporciones de hidróxido y ácido que se emplean, pues si hay un ligero exceso de ácido la disolución resultante no será neutra, sino ligeramente ácida. Algo similar ocurre si se agrega un poco más de hidróxido, aunque en este caso la disolución será ligeramente básica. Una disolución se ha neutralizado correctamente cuando el valor del pH de esta es igual a 7. En este punto la disolución no tiene propiedades ácidas ni básicas.

Puesto que según Arrhenius un ácido es una sustancia que al disolverse en agua produce iones H+ y un hidróxido es una sustancia que al disolverse genera iones OH-, entonces la reacción entre un ácido y un hidróxido siempre produce una sal y agua:

KOH(ac) + HNO3 (ac)     →       K+ (ac) + NO3- (ac) + H2O (l)

Si evaporamos la disolución anterior solo queda en el recipiente una sal, en este caso nitrato de potasio (KNO3)

Es importante mencionar que el término sal en química refiere a muchas sustancias, no solo al cloruro de sodio o sal común (NaCl), pues en general llamamos sales a muchas otras sustancias iónicas solubles en agua.

¿Cómo controlar la acidez estomacal? 

Nuestra dieta diaria por lo general incluye la ingesta de una o varias sustancias ácidas; por ejemplo, ácido ascórbico o vitamina C, ácido cítrico (presente de manera natural en frutas y con frecuencia añadido a golosinas), o vinagre como aderezo en ensaladas o como condimento. Como parte de nuestra alimentación, con frecuencia ingerimos sustancias con propiedades ácidas.

Los ácidos también están presentes en productos sin aparente sabor ácido, como el café, que contiene ácido tánico, y los refrescos, que contienen ácido carbónico, ácido cítrico y algunos de ellos (los de cola) ácido fosfórico.

El consumo moderado de estas sustancias no constituye un riesgo para la salud; sim embargo, ¿alguna vez se te ha caído limón o vinagre en una herida?

Estas sustancias pueden ser muy irritantes para algunos tejidos. No obstante, el tracto digestivo tolera muy bien la presencia de ácidos en los alimentos siempre y cuando su concentración sea baja.

Las sustancias básicas con las que comúnmente tenemos contacto son las que usamos en agentes limpiadores, porque reaccionan fácilmente con los aceites y las grasas y nos ayudan a disolverlas en agua (con lo cual removemos de las superficies a las que se encuentran adheridas). Algunos ejemplos de bases son los limpiadores para hornos, que son muy poderosos ya que co

ntienen hidróxido de sodio en alta concentración. Además, algunas bases muy débiles pueden encontrarse en las pastas de dientes, los polvos para hornear o los medicamentos llamados antiácidos. En el estómago, unas células llamadas parietales secretan ácido clorhídrico, un ácido muy fuerte que ayuda en el proceso de la digestión. Por supuesto, el estómago está protegido por células epiteliales que secretan una sustancia rica en bicarbonato que neutraliza el ácido y forma una capa protectora, evitando así que el ácido clorhídrico queme los tejidos. Este ácido es tan poderoso que elimina muchas de las bacterias que entran al organismo por vía digestiva. Además, previene que las bacterias presentes en el intestino grueso pasen al intestino delgado, lugar donde los nutrientes se absorben y pasan a la sangre. El ácido clorhídrico permite transformar las proteínas, los carbohidratos y las grasas en sustancias más pequeñas que pueden ser fácilmente absorbidas en el intestino delgado y ser aprovechadas por el organismo. Por supuesto, este ácido debe neutralizarse una vez que ha cumplido su función, por lo que el páncreas secreta una sustancia llamada bilis, la cual contiene enzimas digestivas que neutralizan el ácido clorhídrico una vez concluída la digestión.

Sin embargo, un exceso de ácido clorhídrico en el estómago puede provocar la sensación de indigestión.

Si los alimentos que se consumen no se degradan en forma adecuada, el estado de nutrición puede ser deficiente. Además algunos alimentos, como los que contienen una alta proporción de grasas, pueden resultar muy difíles de digerir; por ejemplo, la comida “chatarra” o las típicas “frituras” que tanto nos gustan.

Debido a su difícil digestión, estos alimentos permanecen más tiempo en el tracto digestivo (intestinos), por lo que producen la sensación de indigestión y favorecen el crecimiento de bacterias que pueden llegar a ser nocivas para la salud.

Además, debido a la difícil digestión de ciertos alimentos, se secreta una gran cantidad de ácido, que puede provocar una sensación de quemazón en el tubo digestivo. En condiciones normales no debería generarse mucho ácido en el estómago; sin embargo, hay comidas que por su alto contenido en grasas lo favorecen y entonces las personas recurren a los antiácidos.

Estos contienen sustancias ligeramente básicas, como el hidróxido de magnesio y el hidróxido de aluminio, que eliminan los síntomas de malestar estomacal provocados por el exceso de ácido, ya que lo neutralizan.

La ecuación que representa la reacción que ocurre en el estómago al ingerir hidróxido de magnesio es la siguiente:

2 HCl (ac) + Mg(OH)2 (ac)       →               MgCl2 (ac) + 2 H2O (l)

Plantea la ecuación química que representa la reacción que ocurre en el estómago cuando se ingiere como antiácido hidróxido de aluminio. Nombra la sal que se forma en dicho proceso.

Aquí les dejo otra simulación de escala de pH y conductividad de ácidos y bases


https://phet.colorado.edu/sims/html/acid-base-solutions/latest/acid-base-solutions_en.html

Les dejo una imagen de la simulación y el link para acceder a ella.

https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/ph-scale

Aquí les dejo un video de indicador ácido-base

 INDICADORES NATURALES DE ACIDEZ

Introducción

Se sabe desde la Antiguedad que muchas sustancias pueden producir cambios de color cuando se las pone en contacto con ciertos compuestos denominados indicadores. Esta característica permite clasificar a las sustancias como ácidas, neutras o básicas.

Un ejemplo bastante conocido es la tintura o papel de tornasol, el cual adquiere color rojo en presencia de ácidos y azul en presencia de bases. El color de muchas flores depende en gran medida de la acidez. El colorante que da su color rojo a las amapolas es eactamente el mismo que confiere color azul a las flores de centeno; la diferencia está en la acidez de la savia.

El repollo colorado debe su color a la presencia de antocianinas y puede actuar como indicador de las propiedades ácido-base de numerosas sustancias. Las antocianinas son azules en presencia de bases y rojas cuando coexisten con ácidos. Se encuentran también en los pétalos de algunas flores, en frutas rojas y son, en parte, responsables de los colores brillantes que adquieren las hojas de algunos árboles en otoño. En esta experiencia se presenta una manera de construir una escala de colores para poder emplear el extracto acuoso de repollo colorado como indicador ácido-base. Se parte de sustancias que poseen un comportamiento ácido-base conocido: vinagre, solución acuosa de bicarbonato de sodio, agua jabonosa, agua, jugo de limón.

Materiales:

1. Repollo colorado

2. Un recipiente mediano

3. 4 ó 5 recipientes pequeños (transparentes; pueden ser vasos)

4. Jabón en polvo

5. Vinagre de alcohol

6. Agua

7. Bicarbonato de sodio

8. Jugo de limón

9. Cuchara

Procedimiento:

1.Corte en trozos pequeños unas hojas de repollo colorado y colóquelas en el

recipiente mediano con agua tibia (aproximadamente 1/2 litro).

2. Agite periódicamente hasta que el agua tome una coloración más o menos intensa.

3. Descarte los trozos de repollo usando una cuchara, reserve el líquido.

4. Vierta aproximadamente 10 mL de vinagre en uno de los recipientes transparentes,

previamente rotulados, agregue 1 cucharadita de solución coloreada, agite y

observe el color de la solución resultante.

5. En otro recipiente rotulado prepare una solución de agua con jabón. Agregue 1

cucharadita de la solución indicadora. Agite y observe el color.

6. Prepare unos 20 mL de una solución de bicarbonato de sodio disolviendo 1/2

cucharadita del sólido en agua. Agregue 1 cucharadita de la solución indicadora,

agite, observe el color de la solución resultante.

7. Coloque en un recipiente transparente el jugo de un limón, agregue 1 cucharadita

de solución indicadora, agite, observe el color de la solución resultante.

8. En otro recipiente transparente rotulado coloque 10 mL de agua. Agregue 1

cucharadita de la solución indicadora, agite y observe el color de la solución

resultante. Puede repetir el procedimiento con agua mineral gasificada.

9. Compare los colores obtenidos en los direrentes recipientes, clasifique las

sustancias analizadas como ácidas o básicas.

10. Puede analizar otras sustancias que encuentre en su casa.

11. Complete la tabla

Sustancia Color del indicador Carácter ácido-base

La solución indicadora coloreada también se puede preparar utilizando pétalos de flores (rosas rojas o las hojas púrpura que rodean las flores de la Santa Rita). Estos extractos se preparan cortando los pétalos y macerándolos durante unos minutos en alcohol. 

Variantes

• Con el fin de comprobar que estos cambios de color corresponden a procesos reversibles, mezcle la solución que contiene el vinagre con la contiene el agua jabonosa, observe el color. Una solución que es ácida puede ser neutralizada, o incluso alcalinizada, agregando diferentes cantidades de base.

• · Otra alternativa es adicionar poco a poco (gotas) jabón en polvo a la solución de vinagre con el indicador, agitando después de cada porción agregada, e ir registrando los cambios producidos. Si el agregado se hace en porciones muy pequeñas se puede encontrar la cantidad de jabón necesaria para neutralizar la solución de vinagre. Se debe registrar exactamente la cantidad de vinagre y de jabón agregada.

REACTIVOS INDICADORES

Una de las características que presentan las sustancias ácidas y alcalinas es que cambian el color de algunos pigmentos vegetales. El tornasol, sustancia que se extrae de ciertas variedades de líquenes, adquiere color rojo en presencia de los ácidos y color azul en contacto con las bases.

Se han encontrado varias sustancias tanto naturales como sintéticas que tienen la particularidad de cambiar de color según el medio sea más ácido o más básico; se denominan reactivos o indicadores ácido-base.

Indicador	Color en medio ácido	Color en medio básico
Azul de bromotimol	Amarillo	azul
Fenolftaleína	incoloro	fucsia
Rojo de metilo	Rojo	azul
Amarillo de alizarina	amarillo	rojo
Rojo congo	Añil	Rojo naranja
Tornasol	Rojo	azul
Violeta de metilo	Amarillo	añil

Existen diversos indicadores que se emplean según los objetivos de los trabajos experimentales.

Si bien con los reactivos indicadores se puede tener una idea de la acidez o basicidad de una muestra, muchas veces es necesario determinar cuán ácido o básica es; con este objetivo fue creada la escala de pH.

La escala de pH se aplica a soluciones acuosas cuya concentración de ácido o base es menor o igual a 1mol/L.

CONCEPTO Y DETERMINACIÓN DE pH

En 1909 el químico danés Sörensen propuso el concepto de pH cuyo valor numérico permite fácilmente comparar y clasificar soluciones de acuerdo a su basicidad o acidez.

p representa un operador matemático: el opuesto del logaritmo en base 10.

pa = -log a

Este operador aplicado al valor de la concentración molar del ión hidrógeno se denomina pH

pH = -log [H+]

·        Los valores de la escala pH están comprendidos entre 0 y 14.

·        Los valores de pH menores a 7 corresponden a soluciones ácidas; cuanto más cerca de 0, mayor es la acidez.

·        El valor de pH igual a 7 es neutro.(El agua químicamente pura tiene pH=7)

·        Los valores de pH mayores a 7 corresponden a soluciones básicas  alcalinas, siendo más alcalinas cuanto mayor es el valor.

La concentración molar de una especie química se simboliza escribiendo la fórmula de la misma entre paréntesis rectos. Por ejemplo:

[H⁺]= 1,20 x10^-4 mol/L

[OH^-]= 4,3 x10^-1 mol/L

Los conceptos de ácido y base propuestos por Arrhenius involucran a soluciones acuosas. Por lo tanto, es necesario analizar el agua considerando esta teoría.

Equilibrio iónico del agua

El agua químicamente pura es mala conductora de la corriente eléctrica, pero usando instrumentos de gran sensibilidad, es posible detectar muy baja conductividad eléctrica.

Para explicar la observación anterior es razonable suponer que en el agua existen iones en pequeñísima concentración. Es decir que solo una cantidad mínima de moléculas de agua se ioniza.

La conductividad eléctrica de una sustancia ( o en general de un material) se aplica si se considera la presencia de cargas en movimiento.

La ecuación química con una doble flecha simboliza la ionización parcial:

        H₂O (l)  ↔  H⁺ (ac)  + OH^- (ac)

Esta expresión indica que en una muestra de la sustancia agua están presentes moléculas de

H₂O cationes H⁺ y aniones OH^- .

En procesos reversibles como este, que transcurren en sistemas cerrados, se alcanza un estado de equilibrio en el cual las propiedades macroscópicas permanecen constantes mientras no se cambien las condiciones en las que se encuentra el sistema.

En estos casos es posible plantear una constante de equilibrio que se simboliza con  la letrad K cuyo valor depende de la temperatura. Para el agua se escribe K_w.

La constante de equilibrio del agua es igual al producto de las concentraciones molares de los iones presentes:

       K_w= [H⁺] _x [OH^-] = 1,0 x10^-14 a 25 ºC

Para calcular la [H⁺] se debe tener en cuenta que en el equilibrio iónico del agua por cada catión H⁺  que se forma también se produce un anión OH^-. En consecuencia, como ambas concentraciones son iguales pero desconocidas, designaremos con la letra x a estas incógnitas.

[H⁺] =[OH^-]= x

Si se sustituye en la ecuación de k_w, se obtiene:              k_w=[H⁺] _x [OH^-]= x. x =  x²               

  

Considerando la igualdad      [H⁺]= [OH^-]= x                 [H⁺]= [OH^-]= 1,0 x 10 ^-7 mol/L

                                                    

Es posible ahora calcular el pH del agua:

pH= -log[H⁺]                  pH= -log (1,0 x 10^-7)                    pH=7

Así como se define pH también es posible definir y calcular pOH, aplicando el opuesto del logaritmo en base 10 a la concentración de OH^-.

El valor del pOH en el agua es :

pOH= -log[OH^-]                   pOH = - log (1,0 x 10^-7)                pOH = 7

Aplicando el mismo operador matemático a la expresión de K_w y usando una propiedad de los logaritmos:

pK_w= -log ([H⁺]. [OH^-])

-log K_w= (-log[H⁺]) + (-log [OH^-])

-log K_w = -log [H⁺]-log[OH^-]

pKw= pH + pOH

Sustituyendo por los valores correspondientes:

-log (1,0 x 10^-14) = -log (1,0 x 10^-7) - log (1,0 x 10^-7)        14 = 7+7

En el agua pH=pOH=7      pOH+pH=14

SOLUCIONES ÁCIDAS

Según la teoría de Arrhenius, si se agrega un ácido al agua, se está aportando cationes H⁺, o sea que aumenta la concentración de H⁺.

Las concentraciones iónicas en la solución ácida son entonces:

 [H⁺]  > [OH^-]

El producto de ambas concentraciones es constante y este valor depende de la temperatura.

 K_w = 1,0 x10^-14 a 25 ºC

por lo tanto, al aumentar la  [H⁺] disminuye la [OH^-] de manera tal que el producto de ambas concentraciones es 1,0 x10^-14 .

En las soluciones ácidas se cumple también la siguiente igualdad

    pH + pOH = 14

porque su cálculo se deduce de la expresión de la constante de equilibrio de ionización del agua          ( K_w).

SOLUCIONES BÁSICAS

De manera similar se puede razonar para soluciones básicas. Si se parte de un sistema formado por agua, al cual se agrega una base, según la Teoría de Arrhenius se aportan aniones OH-, aumentando la [OH-] y disminuyendo la [H+].

En las soluciones básicas:

                                            [H⁺] _< [OH^-]

Si no se modifica la temperatura, la constante  K_w  tiene el mismo valor y por lo tanto, se cumple que:

 K_w,25°C= 1,0 x10^-14   y además pH + pOH = 14

RESUMIENDO

En el agua                            [H⁺]₌ [OH^-]                [H⁺] = 1,0 x10^-7 mol/L

En soluciones ácidas           [H⁺] _> [OH^-]               [H⁺] > 1,0 x10^-7 mol/L

En soluciones básicas              [H⁺] _< [OH^-]                   [H⁺] < 1,0 x10^-7  mol/L

En el agua                                        [H⁺] = 1,0 x10^-7  mol/L           pH=7

En soluciones ácidas                         [H⁺]  >1,0 x10^-7 mol/L          pH<7

En soluciones básicas                        [H⁺]  <1,0 x10^--7  mol/L       pH>7

   

MEDIDAS DE pH

En muchas oportunidades es necesario determinar experimentalmente el valor de pH de diversas soluciones, no solo en el ámbito del laboratorio de Química. Su conocimiento es fundamental a nivel biológico, farmacéutico e industrial, entre otros.

Para su determinación se usa tanto un método colorimétrico con papel indicador universal, como uno electrométrico empleando instrumentos denominados peachímetros o pH-metros.

ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES

Las soluciones de ácidos diferentes de igual concentración no siempre tienen el mismo valor de pH.

Los ácidos son electrolitos y como tales pueden ser fuertes o débiles según se encuentren respectivamente total o parcialmente ionizados.

Se denominan ácidos fuertes a aquellos que están totalmente ionizados; se puede considerar sin mayor error que en la solución no existen moléculas de ácido porque todas se han disociado formando los iones correspondientes.

Si se simboliza la fórmula de un ácido en forma general como HA, la ecuación que representa la ionización total es :

     HA  (ac)  →   H ⁺ (ac)  +  A^- (ac)

En los casos de aćidos monopróticos ( un solo H), por cada molécula que se ioniza se forma un catión  H ⁺ y un anión A^-. Por lo tanto se puede afirmar que la concentración del catión hidrógeno final es igual a la concentración inicial del ácido.

   [H⁺] _final =  [HA]_inicial

Para ácidos polipróticos la discusión es más amplia y compleja.

Se llama ácidos débiles a aquellos que en solución acuosa se encuentran ionizados pacialmente. En consecuencia, en estas soluciones existen moléculas de ácido sin disociar junto con los cationes y aniones resultantes de la ionización.

En general a temperatura ambiente el porcentaje de ionización es muy pequeño, lo que significa que en forma comparativa hay una elevada concentración de moléculas de ácido y una bajísima concentración de iones.

La ecuación que representa la disociación parcial de un ácido débil es:

HA (ac) ↔ H+ (ac) + A- (ac)

CÁLCULO DE pH

El ejemplo considerado para cálculo de pH corresponde a una solución de ácido fuerte. Una solución acuosa de ácido nítrico (HNO3) tiene una concentración de 3,6 x 10-5 mol/L.

¿Cuál es la [H+] y cuál es el valor del pH?

Por ser un ácido fuerte el HNO3 se encuentra ionizado totalmente:

HNO3 (ac) H+ (ac) + NO3- (ac)

Por lo tanto [HNO3]inicial= [H+]final

Entonces, en esta solución:

[HNO3]inicial = [H+]final = 3,6 x10-5 mol/L

El valor de pH es:

pH = -log [H+]                   pH = -log (3,6 x10-5 )                           pH = 4,4

El valor de pH calculado (menor que 7) es coherente al rango de pH de las soluciones ácidas.