Fundamentos de la Química Ácido-Base: Teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry

Primeras ideas sobre ácidos y bases. Ácidos; sabor agrio, color carácterístico cuando están en contacto con algunas sustancias., producen un gas hidrógeno al reaccionar con algunos metales, sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Bases: sabor amargo y untuosas al tacto, toman un color carácterístico cuando están en contacto con algunas sustancias, disuelven algunas grasas, al tratar grasas animales como álcalis se obtiene lo que conocemos como jabón, sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica, neutralizan los efectos de los ácidos. Teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases. Ácido es toda sust. Eléctrica/ neutra que, al disolverse en agua, se disocia primero en protones(H+) y en el correspondiente anión. Base es toda sust. Eléctrica/ neutra que, al disolverse en agua, se disocia en oxidrilos (OH-) y en el correspondiente catión. La reacción de neutralización, que se produce al poner en contacto un ácido y una base, se debe a la combinación de los iones H+ con los iones OH- para dar H₂O. Con la desaparición de esos iones, la disolución deja de ser ácida o básica: HA +BOH-> A^- + H⁺ +OH^- + B⁺ -> A^- +H₂O + B^+. Esta teoría presenta dos limitaciones: 1. No justifica el comportamiento básico de sustancias como el NH3 o los carbonatos, cuyas propiedades son similares a las de la sosa cáustica o la potasa, aunque no desprendan iones OH^- al disolverse en agua. 2. Limita el comportamiento ácido-base a sustancias neutras que se pueden disolver en agua. Es decir, solo se aplica a disoluciones acuosas. Teoría sobre Brönsted y Lowry: Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones(no dice nada de disolverse en agua)  y una base es toda sustancia capaz de captar protones. Las reacciones de neutralización consisten en la transferencia de un protón desde un ácido a una base, Ej: HCl+NH₃ > Cl^-+NH₄⁺ . Ácidos y bases conjugados : los sistemas formados por una especie y la que resulta de la ganancia o pérdida de uno de sus protones se llaman pares ácido-base conjugados. En nuestro ejemplo : HA(ac1) + B(b2) >< A^-(b1) + BH⁺(a2). Anfóteros: sustancias que pueden comportarse como ácido y como base, ejemplo el H₂O. Reacciones en medios no acuosos: De acuerdo con la teoría de Brönsted y Lowry, para que tenga lugar una reacción ácido-base, basta con que exista una sustancia capaz de ceder protones y otra capaz de aceptarlos. Por lo demás, las sustancias que pueden ser cualesquiera y no es necesario que tenga lugar en un medio acuoso: a) reacciones en fase gaseosa, b) reacciones en Amóníaco líquido. Ionización del agua: La reacción de autoionización del agua (autoprotólosis) es una reacción ácido-base de acuerdo con la teoría de Brönsted y Lowry: H₂O(a1) + H₂O(b2) <> OH^-(b1)+ H₃O⁺(a2). La expresión de la K de equilibrio para este proceso es: K= [ H₃O⁺]. [OH^-]/ [H₂O]. Como la cantidad ionizada es muy pequeña,podemos considerar que la concentración de agua es constante y englobarla con K en otra constante: [H₂O]= 55,6 mol/L. La constante K_w se denomina producto iónico del agua. Su valor cambia ligera/ con la temperatura, pero a 25ºC, K_w = 10^-4. Como el valor de [ H₃O⁺] está relacionado con el de [OH^-] por la constante K_w, podemos deducir que en disoluciones neutras, las concentraciones son igual a 10^-7, pH normal, en disoluciones ácidas, el pH es menor que 7 y en básicas, pH es mayor que 7.Valoraciones ácido-base: Las valor. ác-base. Se usan para establecer la [ ] de un ác o una base. En ella se determina la cantidad de base o ác. De [ ] conocida que hace falta para neutralizar una cierta cantidad de ác o base de [ ] desconocida. Se alcanza el punto de equivalencia en la valoración cuando la  [H3O+] aportada por el ác es igual a la [OH-] aportada por la base. Si el ác es monoprótico y la base solo capta un protón, el punto de equivalencia se alcanza cuando el nº de moles del ácido es igual al nº de moles de la base.