Reacciones Ácido-Base y Redox: Fundamentos Químicos

Sustancias Ácidas y Básicas

• Sustancia ácida: H al principio del compuesto, pH 0-6.9, enrojece el papel azul.
• Sustancia básica: Posee ion hidroxilo (OH-), cambia el papel tornasol rojo a azul.

Teoría de Brønsted-Lowry

• Ácido: Donador de protones (H+).
• Base: Aceptador de protones (H-).

Reacciones de Ácidos

(Hay que equilibrar)

• Reacción con metales: Generando hidrógeno y sal.

Ácido + Metal → H₂ + Sal. Ej: HCl + Ca → H₂ + CaCl

Reacción con bases: Ácido + Base → Sal + H₂O.

Ej: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Reacción con óxidos metálicos: Ácido + Óxido Metálico → Sal + H₂O.

Ej: HCl + K₂O → KCl + H₂O

Reacciones de Bases

• Reacción con ácidos: Reacción de neutralización.
• Reacción con sales: Se forma otra base, formándose también una sal.

Base1 + Sal1 → Base2 + Sal2. Ej: Ca(OH)₂ + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + CaCl₂

Sales y Electrolitos

La relación es que el electrolito puede generar una sal puesto que produce sustancias iónicas.

Indicadores Ácido-Base

• Sustancias orgánicas que tienen un color ácido y otro básico.
• Fenolftaleína, papel tornasol rojo, azul, pH, universal.

Neutralización

• Reacción entre ácido y base, resultado sal y agua.
• Concentración de iones positivos y negativos igualados.
• Es la titulación técnica para determinar la concentración de una solución ácida o básica a través de una reacción de neutralización controlada.

El pH

• Es la medida del grado de acidez de una sustancia.
• Se expresa como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+.
• pH = -log[H+]
• La escala es de 0 al 14, establece una relación entre los iones H+ y OH-.

Una solución es:

• Ácida
• Neutra
• Básica

Fuerza de Ácidos y Bases

• Relacionada con las constantes de disociación de ácidos (Ka) y bases (Kb).
• Ácidos y bases fuertes: sustancias disociadas, constantes altas.
• Ácidos y bases débiles: constantes de disociación muy bajas, poco disociados.
• Ejemplo: HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Reacciones de Óxido-Reducción (Redox)

• Oxidación-Reducción (Redox): Tipo de reacción química donde una sustancia transfiere electrones a otra.
• Oxidación: Reacción química donde una sustancia pierde electrones, aumentando su número de oxidación.
• Reducción: Reacción química donde una sustancia gana electrones, su número de oxidación disminuye.
• Reductor: Sustancia que pierde electrones, se oxida.
• Oxidante: Sustancia que se reduce (gana electrones).
• Número de oxidación: Número que se le asigna a cada elemento presente en un compuesto.
• Método del número de oxidación: Método utilizado para balancear ecuaciones, usando el número respectivo de oxidación.

Proceso Redox

• Transferencia de electrones.
• a) Reacción de Oxidación: (Sustancia que se oxida pierde e-)

Ej: Fe⁺² → Fe⁺³ + e^-

b) Reacción de Reducción: (Sustancia que se reduce, gana e-)

Ej: Cu⁺² + 2e^- → Cu⁰

Agentes Redox

(Siempre están en los reactantes)

• Oxidante: Sustancia que se reduce.
• Reductor: Sustancia que se oxida.

Ej: Fe⁺²(reductor) + Cu⁺²(oxidante) → Fe⁺³ + Cu⁰

Estados de Oxidación

Valor numérico asignado a un elemento que se encuentre como ion, sin combinarse o formando parte de un compuesto.

• 1.- Estado de oxidación = 0 para elementos sin combinar.

Ej: Cu, Fe, Mg...

2.- Iones: Estado de oxidación = carga.

Ej: Cu⁺² → estado de oxidación +2 / Ej: S^-- → estado de oxidación -2

3.- Compuestos neutros: Suma de estados de oxidación = 0.

Ej: H₂O (+1x2 + -2 = 0)

4.- En compuestos, estado de oxidación de O = -2 / H = +1.

*H salvo en los hidruros que es -1. Ej: LiH Li = +1 / H = -1

5.- Iones poliatómicos: La suma de los estados de oxidación de los elementos es igual a la carga.

Ej: SO₄

Equilibrio de Ecuaciones Redox

• Determinar el estado de oxidación de los elementos.
• Reconocer las semirreacciones de oxidación y reducción.
• Determinar los electrones que se ganan o pierden.
• Por cada O que falte, se equilibra con H₂O.
• Por cada H que falte, se equilibra con un protón (H⁺).
• Si la cantidad de electrones por cada semirreacción es diferente, se equilibra el número de electrones y se suman ambas semirreacciones obteniendo la reacción total.