Ácidos y Bases: Teorías, Equilibrio Iónico y pH

NH3 (amoniaco), NaClO (lejía), NaOH (sosa cáustica), H2SO4 (ácido sulfúrico, presente en las baterías de coches), CaO (cal viva), NaHCO3 (bicarbonato sódico), CH3-COOH (vinagre).

Ácidos

Ácidos: disuelven con sabor ácido, atacan al mármol y otras calizas, reaccionan con metales con desprendimiento de hidrógeno, sus disoluciones concentradas destruyen la materia orgánica, dejan pasar la corriente eléctrica, neutralizan bases y producen sales con las bases.

Bases

Bases: disuelven con sabor amargo, reaccionan con las grasas formando jabones (saponificación) y con la piel produciendo sensación jabonosa, generan sólidos insolubles con los metales, sus disoluciones concentradas destruyen la materia orgánica, dejan pasar la corriente eléctrica, neutralizan ácidos y producen sales con los ácidos.

Teorías ácido-base

Teoría de la disociación iónica o de Arrhenius

Teoría de la disociación iónica o Arrhenius: postuló la existencia de iones positivos y negativos en las disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales (electrolitos) para explicar su conductividad eléctrica.

Ácido: sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones H+ e iones negativos.

Base: sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones OH- e iones positivos.

Neutralización: reacción entre los iones H+ de un ácido y los OH- de una base para dar agua.

Limitaciones: restringida a disoluciones acuosas; existen sustancias que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas; no explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas; hay especies iónicas que tienen propiedades ácidas; es posible la neutralización entre gases.

Teoría de Brönsted-Lowry o del par ácido-base conjugado

Teoría de Brönsted-Lowry o del par ácido-base conjugado: propusieron que los ácidos y las bases no se consideran de manera aislada, sino interrelacionados entre sí. A partir de esta teoría, las reacciones se denominan reacciones de transferencia de protones. La limitación es que no explica el carácter ácido de las sustancias que no tienen protones en su fórmula.

Ácido: especie química (molécula o ion) capaz de ceder H+.

Base: especie química capaz de captar H+.

Ácidos conjugados: en disolución acuosa, especie capaz de ceder H+ al agua.

Bases conjugadas: en disolución acuosa, especie capaz de captar H+ del agua.

Sustancias anfóteras o anfipróticas: sustancias que se comportan como ácidos o como bases dependiendo de con qué sustancia se enfrenten. Por ejemplo, HS- puede comportarse como ácido o como base.

Teoría ácido-base de Lewis

Teoría ácido-base de Lewis: su teoría está basada en las propiedades que se presentan en las moléculas para formar enlace covalente.

Ácido: sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones; tiene un orbital vacío para alojar los electrones.

Base: sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones; tiene un par de electrones libres para ceder (B:).

Neutralización (enlace covalente coordinado): la reacción entre un ácido y una base de Lewis constituye en esta teoría la formación de un enlace covalente coordinado o dativo. El compuesto formado por la unión de ambos se denomina aducto de Lewis.

Equilibrio iónico del agua

Equilibrio iónico del agua: definimos el producto iónico del agua (Kw): Kw = Kc·[H2O] = [OH-]·[H3O+]. Kw a 25 ºC es de 1×10^-14, y [OH-] = [H3O+] = 1×10^-7 M.

Neutras: [OH-] = [H3O+] = 10^-7.

Ácidas: [OH-] < [H3O+].

pH = -log[H3O+]; pOH = -log[OH-]; pKw = -log Kw.

Clasificación de disoluciones

Disolución ácida: [H3O+] > [OH-]; pH < 7 y [H3O+] > 10^-7; pOH > 7 y [OH-] < 10^-7.

Disolución neutra: [H3O+] = [OH-]; pH = pOH = 7.

Disolución básica: [H3O+] < [OH-]; pH > 7 y [H3O+] < 10^-7; pOH < 7 y [OH-] > 10^-7.

Fuerza de ácidos y bases

Ácidos fuertes: no dejan moléculas sin disociar; sus bases conjugadas no tienen tendencia a protonarse; el equilibrio está totalmente desplazado hacia los iones.

Ácidos débiles: se disocian parcialmente; sus bases conjugadas son fuertes y tienen tendencia a protonarse; el equilibrio está desplazado hacia el ácido.

Bases fuertes: se disocian totalmente en sus iones; sus ácidos conjugados no tienen tendencia a protonarse; el equilibrio está totalmente desplazado hacia los iones.

Bases débiles: se disocian parcialmente en disolución acuosa; sus ácidos conjugados son fuertes y tienen tendencia a protonarse; el equilibrio está desplazado hacia la base.

Constantes de acidez y basicidad

Ácidos débiles: cuanto mayor sea el valor de Ka, más desplazado estará el equilibrio de disociación hacia la formación de iones, y mayores serán la concentración de [H3O+], el grado de disociación α y la fuerza del ácido, mientras que el pH será menor.

Bases débiles: cuanto mayor sea el valor de Kb, más desplazado estará el equilibrio de disociación hacia la formación de iones, mayores serán la concentración de [OH-], el grado de disociación (α), la fuerza de la base y el pH será mayor.