Fundamentos de Química General: Teorías Ácido-Base, Estequiometría y Unidades de Concentración

Propiedades y Teorías de Ácidos y Bases

Propiedades Generales

Ácidos

• Son compuestos que tienen un sabor agrio típico, conocido como sabor ácido.
• Producen una sensación punzante en contacto con la piel.

Bases

• Tienen sabor amargo característico.
• Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto.

Teorías Fundamentales de Ácido-Base

Teoría de Svante Arrhenius (Disociación Iónica)

• Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Se entenderá entonces que:
• El ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa libera iones de hidrógeno ($$ ext{H}^+$$), porque han perdido el electrón.
• La base es una sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberando aniones hidroxilo ($$ ext{OH}^-$$).

Teoría de Brønsted-Lowry

• Un ácido en solución es una sustancia que puede donar protones (iones $$ ext{H}^+$$) y una base es una sustancia que en solución puede captar protones (iones $$ ext{H}^+$$).
• Si un ácido libera un $$ ext{H}^+$$, significa que, en una reacción ácido-base, simultáneamente debe existir una base que lo acepte.

Reacciones de ejemplo:

$$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$$

$$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$$

El agua es una sustancia anfótera, ya que puede actuar como ácido o como base dependiendo del carácter químico de la otra sustancia.

Ionización del Agua y Constante de Equilibrio

Autoionización del Agua

• El agua pura es un electrolito muy débil.
• Esto indica que en el agua deben existir iones, aunque sea en poca proporción.
• En este contexto y considerando que el agua es anfótera, se establece que el agua es capaz de autoionizarse, actuando como ácido y base, según la reacción:
• La expresión de la constante de ionización ($$K$$) quedará expresada como:

$$ K = \frac{[\text{H}^+][\text{OH}^-]}{[\text{H}_2\text{O}]} $$

Como la concentración de agua ($$[ ext{H}_2 ext{O}]$$) es muy grande y constante, se define la constante del producto iónico del agua ($$K_w$$):

$$ K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] $$

A 25 °C, el valor de la constante es:

$$ K_w = (1 \times 10^{-7}) (1 \times 10^{-7}) = 1 \times 10^{-14} \text{ (mol/L)}^2 $$

Clasificación de la Materia

La materia se puede clasificar en:

1. Sustancias Puras

   Son uniformes en toda la sustancia.

   • Elementos
   • Compuestos

2. Mezclas

   Dentro de las mezclas hay:

   1. Mezclas Homogéneas (Soluciones)

      Ejemplo: Agua de mar o aire.

      • Hay una sola fase.
      • Las fuerzas intermoleculares son fuertes.
      • Se pueden separar sus constituyentes por procesos físicos.

   2. Mezclas Heterogéneas

      Hay dos o más fases. Ejemplos: Agua con arena, leche con plátano, té con hielo.

      • Las fuerzas intermoleculares son débiles.

Conceptos Cuantitativos en Química

El Mol y la Constante de Avogadro

El Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos de C-12 estén presentes en 12 g de esta clase de átomos.

Un átomo de C-12 pesa $$1.9927 \times 10^{-23} \text{ g}$$. Por lo tanto, en 12 g se tienen:

$$ \frac{12 \text{ g}}{1.9927 \times 10^{-23} \text{ g/átomo}} \approx 6.0220 \times 10^{23} \text{ átomos} $$

Este número es conocido como la Constante de Avogadro ($$N_A$$). La constante de Avogadro es el número de partículas que contiene 1 mol de una sustancia.

$$ N_A = 6.022 \times 10^{23} \text{ partículas/mol} $$

La masa molar se relaciona con la constante de Avogadro de la siguiente manera:

$$ \text{Masa molar (g/mol)} = N_A \text{ (átomos/mol)} \times \text{masa de 1 átomo (g/átomo)} $$

Unidades de Concentración Química

Concentración: Cantidad de soluto presente en la solución (o solvente). Hay diferentes formas de expresar la concentración de una solución, siendo las siguientes las de mayor uso:

Molaridad ($$M$$)

Concentración expresada en moles de sustancia (soluto) por litro ($$L$$) de solución.

$$ M = \frac{\text{moles de soluto}}{\text{Litros de solución}} $$

Por ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de una solución resultante cuando se disuelven 50 g de cloruro de sodio en agua hasta formar 0.50 L de solución?

Masa molar NaCl = 58.44 g/mol

Dilución de una Solución

La relación de dilución se expresa mediante la siguiente fórmula, donde $$C$$ es la concentración y $$V$$ es el volumen:

$$ C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2 $$

Porcentaje Masa/Masa (% m/m)

Es la masa del soluto expresada en gramos por cada 100 g de solución, es decir:

$$ \% \text{ masa} = \frac{\text{masa del soluto}}{\text{masa de solución}} \times 100 $$

Siguiendo el ejemplo anterior, si suponemos que 0.5 L equivalen a 500 g de solución, entonces:

$$ \% \text{ masa} = \frac{50 \text{ g}}{500 \text{ g}} \times 100 = 10 \% \text{ de NaCl en la solución} $$

Esto se expresa como 10% peso/peso o masa/masa de NaCl.

Densidad

La densidad es una propiedad intensiva que relaciona la masa y el volumen de una sustancia:

$$ \text{Densidad} = \frac{\text{masa (g)}}{\text{volumen (m}^3\text{)}} $$

Porcentaje en Volumen (% V/V)

Volumen en mililitros de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

Porcentaje Masa a Volumen (% m/V)

Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

Partes por Millón (ppm)

Cantidad de miligramos de soluto disuelto en 1 litro (o 1 Kg) de solución.

Molalidad ($$m$$)

$$ m = \frac{\text{moles de soluto}}{\text{gr de solvente}} $$

Nota: La definición estándar de molalidad utiliza kilogramos de solvente.

Ejemplo: 1 mol de NaCl en 1000 gr de solvente = 1 m.