Son un grupo de compuestos quimicos, formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos , en lugar de oxigeno, como sucede con los oxidos
El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles.
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el Hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).
Las disoluciones acuosas de los hidróxidos tienen carácter básico, ya que éstos se disocian en el catión metálico y los iones hidróxido. Esto es así porque el enlace entre el metal y el grupo hidróxido es de tipo iónico, mientras que el enlace entre el oxígeno y el hidrógeno es covalente. Por ejemplo:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-
Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Los hidróxidos también se conocen con el nombre debases. Estos compuestos son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.
En la clasificación mineralógica de Strunz se les suele englobar dentro del grupo de los óxidos, aunque hay bibliografías que los tratan como un grupo aparte.
Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn(OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:
La valencia con que actúa el grupo hidróxido es -1
La fórmula general de los hidróxidos o bases es:
Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el Zn(OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:
con ácidos: Zn(OH)2 + 2H+ → Zn+2 + 2H2O
con bases: Zn(OH)2 + 2OH− → [Zn(OH)4]−2
Tambien los podemos encontrar en las nomenclaturas, de la tabla . La stock, la sistematica y la tradicional..
Los hidróxidos poseen propiedades básicas, por ello se les llama también bases. Aunque el término base es mucho mas amplia para referirse a un conjunto de sustancias de propiedades características (opuestos a los ácidos), como por ejemplo:
enrojecen la fenolftaleína
azulean el papel de tornasol
neutralizan ácidos
desnaturalizan proteínas
al tacto son resbalosas o jabonosas
poseen sabor caústico o amargo
A los hidróxidos de los metales alcalinos (Li , Na , K , Rb , Cs) se les llama álcalis. Son muy solubles en el agua, tóxicos y venenosos
Formulación General:
donde X : valencia del metal M
Obtención General:
Generalmente se produce por reacción quimica del agua con los óxidos básicos o por la reacción directa de un metal alcalino o alcalino terreo con el agua.
Oxido básico + H2O → hidróxido
Ejemplos:
CaO (óxido de calcio) + H2O → Ca (OH)2 : hidróxido de calcio
De acuerdo con su idea de disociación iónica, la existencia en todos los casos de iones H+ libres en la disolución, llevó a Arrhenius a postular que el carácter ácido está relacionado directamente con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H+. La diferencia en la fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad. Según la teoría de Arrhenius, la relación entre ambos hechos es clara. La reacción de disociación de un ácido en disolución es un caso particular de equilibrio químico. Representando por AH la fórmula de un ácido genérico, la reacción de disociación del ácido se puede escribir, de acuerdo con las ideas de Arrhenius, en la forma:
AH « A-(aq) + H+(aq)
En los ácidos fuertes la reacción estaría desplazada hacia la derecha de modo que abundarían más los iones H+(aq), ya que todo el AH estaría prácticamente disociado. Ello explicaría a la vez el fuerte carácter ácido y su elevada conductividad, debida a la abundancia en la disolución de iones portadores de carga. Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación sería pequeño, es decir, sólo una pequeña fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones, estando el equilibrio desplazado hacia la izquierda.
De acuerdo con las ideas de Arrhenius, un esquema explicativo análogo podría aplicarse a las bases. Los hidróxidos, que eran las bases mejor conocidas, al disolverse en el agua se disociarían en la forma:
KOH ® K+(aq) + (OH)-(aq)
NaOH ® Na+(aq) + (OH)-(aq)
Mg(OH)2 ® Mg+2(aq) + 2(OH)-(aq)
Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH-.
Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre sí y ambas, con el grado de disociación que presenta dicha base en disolución acuosa.
Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas reciben el nombre de lejías.
La Neutralización
Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:
H+(aq) + OH-(aq) H2O
La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:
Ácido Base Agua Sal
HCl + NaOH H2O + NaCl
HBr + KOH H2O + KBr
efinición de Arrhenius de ácidos y bases.
Según Arrhenius se denominan ácidos a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven en agua formando iones) que disueltos en agua producen iones H+(ion hidrógeno). Por tanto, dichas sustancias, ácidos, disueltos en agua darían un anión y el catión H+.
Habitualmente el anión es un no metal (caso de los hidrácidos) o un grupo formado por no metal (también podría ser Mn, Cr,..) y oxígeno (caso de los oxácidos). Ejemplos de aniones procedentes de los ácidos en disolución acuosa:
De los hidrácidos: F-, Cl-, Br-, I-, S2-,...
De los oxácidos: SO42-, NO3-, PO43-, SiO42-, CO32-,...
Ejemplos de ácidos en disolución:
HCl → Cl- + H+
H2SO4 → SO42- + 2 H+
HNO3 → NO3- + H+
Según Arrhenius se denominan bases a aquellos electrolitos (sustancias que se disuelven en agua formando iones) que disueltos en agua producen iones OH-(ion hidroxilo). Por tanto, dichas sustancias, bases, disueltos en agua darían un anión (OH-) y un catión (un metal).
Ejemplos de bases en disolución:
NaOH → Na+ + OH-
Al(OH)3 → Al3+ + 3 OH-
Propiedades y manipulación de ácidos y bases.
Propiedades de los ácidos:
Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.
Algunos metales (Zn, Mg,...) reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno (H2).
Presentan sabor agrio, el denominado sabor ácido(1)
Reaccionan con el mármol, desprendiendo CO2.
Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).
Propiedades de las bases:
Conducen la corriente eléctrica cuando están disueltos en agua.
Tienen sabor amargo (1) y son untuosas al tacto (1).
Reaccionan con los ácidos produciendo sustancias totalmente diferentes (bases).
Modifican el color de las sustancias denominadas indicadores (ver más adelante).
Precauciones en la manipulación de los ácidos y de las bases. Al ser muchas de ellas bastante peligrosas han de mostrarse determinadas precauciones cuando se manipulan. Su ingestión o el contacto con el cuerpo pueden producir graves quemaduras (depende de la sustancia y de la concentración de la misma). Medidas a tomar:
Evitar respirar los vapores, si se quiere comprobar el olor se debe echar hacia la nariz con la mano y a cierta distancia, nunca poniendo la nariz encima del frasco.
No derramarlos sobre piel, ojos o ropas. Llevar guantes, gafas y bata para protegerse.
No mezclarlos con ninguna sustancia a menos que sepamos que sucederá.
Seguir las normas del fabricante.
En caso de contacto, lavar con abundante agua la zona afectada y acudir al médico si la gravedad lo requiere.
En caso de ingestión accidental, se debe acudir al centro hospitalario o llamar al teléfono que viene en los envases de productos de limpieza, indicando la marca / composición del producto ingerido.
Una definición de acidos y bases es la de Arrhenius, su definición pone el énfasis en los iones H+ (ac) y OH-(ac), los ácidos son sustancias que al disolverse en H2O aumentan la concentración de iones; de manera similar las bases, que al disolverse en H2O aumentan las concentración de iones OH.
Este aumento de concentración de unos provoca y origina una disminución de concentración del otro.
Tanto el Danés Bronsted, como el Inglés Lowry, sobre acidos y bases, proponen de manera independiente , que los ácidos se definieran en términos de su capacidad para transferir protones. Según sus definiciones, un ácido es una sustancia (molécula o ion ) la que puede transferir un protón a otra sustancia.
Al igual, una base puede aceptar un protón, esto quiere decir que el HCl se disuelve en H2O, el HCL actúa como un ácido de Bronted-Lowey, donde dona un protón al, H2O, y el H2O se comporta como una Base de Bronsted-Lowry (acepta unprotón del HCl) y se observan las dos formas de acidos y bases.
Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.
Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)
La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.
Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol
En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases
Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)
Producen una sensación untuosa al tacto
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno
Precipitan sustancias disueltas por ácidos
Neutralizan la acción de las bases
Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)
Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias
Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites
Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.
Cómo reacciona una gota de fenolftaleína al unirse con ácidos o con bases.
Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted
Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.
Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"
Base
Protón que gana
Ácido conjugado
OH-
H+
H2O
NH3
H+
NH4+
CO3-2
H+
CO3H-
Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".
Ácido
Protón que pierde
Base conjugada
ClH
H+
Cl-
SO4H2
H+
SO4H-
NO3H
H+
NO3-
Fuerza de los ácidos y las bases
La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.
Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2, etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado de ionización.
Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.
Ácidos y bases de Lewis
El químicoestadounidenseLewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:2
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.
De esta forma se incluyen substancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.
Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.
Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de suaducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina,dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano.
Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C
Ácido
Base
Kb
(CH3)3B
NH3
4.6
(CH3)3B
CH3NH2
0.0350
(CH3)3B
(CH3)2NH
0.0214
(CH3)3B
(CH3)3N
0.472
Como ejemplo podemos tomar el caso de la protonación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisis en oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan. Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran. 3
