Fundamentos del Equilibrio Iónico y Teorías Ácido-Base
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Equilibrio Iónico
Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque, al disolverse en agua, se disocian en iones, lo que permite que sean conductores de la electricidad.
Teoría de Arrhenius
En 1884, Svante Arrhenius, un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro.
Por otra parte, según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-).
Neutralización
La reacción entre un ácido y una base es una neutralización. Esta reacción se simplifica indicando solo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+ del ácido con los OH- de la base para formar moléculas de agua.
Clasificación de los Electrolitos
Electrolitos fuertes
Son aquellos electrolitos que, cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente. Ejemplos de estos electrolitos fuertes son:
- HCl (Ácido clorhídrico)
- H2SO4 (Ácido sulfúrico)
- HNO3 (Ácido nítrico)
- NaOH (Hidróxido de sodio)
- KOH (Hidróxido de potasio)
Electrolitos débiles
Son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida.
Teoría Protónica de Brønsted-Lowry
La teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde, en 1923, surgiera la teoría protónica de J. N. Brønsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones:
- Ácido: Es una sustancia capaz de ceder un protón.
- Base: Es una sustancia capaz de aceptar un protón.
Equilibrio de Ácidos y Bases Débiles
En las disoluciones de electrolitos fuertes no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto, existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb).
Conceptos de pH y pOH
pH
Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio.
pOH
Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidroxilo.