Fundamentos Químicos: Escala de pH, Propiedades y Teorías de Ácidos y Bases

Introducción a la Química Ácido-Base

La Escala de pH y Ejemplos Comunes

La escala de pH mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa, variando de 0 a 14.

• pH 0-7: Ácidos
• pH 7: Neutro (Agua pura)
• pH 7-14: Bases o Alcalinos

Ejemplos de pH en Sustancias Cotidianas

• -1: Ácido de batería de autos
• 1-2: Jugo gástrico
• 2-3: Jugo de limón
• 3: Jugo de naranja
• 3-4: Vino
• 4: Jugo de tomate
• 4-5: Lluvia ácida
• 5: Café
• 6-7: Lluvia
• 7-8: Sangre y saliva
• 8: Detergente líquido
• 8-9: Agua de mar
• 10: Jabón en polvo
• 12: Amoniaco doméstico
• 14: Disolución de 1 ml de NaOH

Conceptos Clave de Acidez y Basicidad

• El agua es una sustancia anfótera: se puede transformar tanto en ácido como en base.
• Medio Ácido: Mayor concentración de protones ($H^+$), menor concentración de hidroxilo ($OH^-$).
• Medio Básico: Menor concentración de protones ($H^+$), mayor concentración de hidroxilo ($OH^-$).
• Las reacciones alcalinas se pueden detener inhibiendo en conjunto una reacción ácida, y viceversa.

Propiedades Generales de Ácidos y Bases

Ácidos

• Existen ácidos con variados pH (menores a 7).
• Disueltos en agua, son capaces de producir electricidad (son electrolitos).
• Poseen sabor agrio.
• Producen sales al reaccionar con bases.
• En contacto con el papel tornasol (indicador de pH), el color varía de azul a rojo.
• Reaccionan con metales como Zn, Mg y Fe, produciendo gas hidrógeno ($H_2$).

Bases (Alcalinos)

• Existen bases fuertes y débiles (dependiendo de la concentración de $OH^-$).
• Disueltas en agua, conducen electricidad (son electrolitos).
• Poseen sabor amargo y son jabonosas al tacto.
• Producen sales al reaccionar con ácidos.
• En contacto con el papel tornasol, el color cambia de rojo a azul.
• Reaccionan con grasas formando jabones (saponificación).

Teorías Modernas Ácido-Base

Teoría de Arrhenius (Disociación Electrolítica)

Esta teoría establece que ciertas sustancias manifiestan sus propiedades químicas y conductividad eléctrica en disoluciones acuosas. Por ejemplo, las sales, al disolverse en agua, pueden descomponer sus iones, lo que les permite conducir energía, siendo consideradas electrolitos.

Definiciones según Arrhenius

Ácidos (Arrhenius)

Sustancia electrolítica neutra que, en soluciones acuosas, se disocia con la formación de protones ($H^+$). Es decir, cede $H^+$.

Ejemplo: $HA \rightarrow H^+ + A^-$

Bases (Arrhenius)

Sustancia electrolítica neutra que, en soluciones acuosas, se disocia liberando iones hidroxilo ($OH^-$).

Ejemplo: $NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$ o $BOH \rightarrow B^+ + OH^-$

Limitaciones de Arrhenius

No explica el comportamiento de bases que no contienen hidroxilo, como el amoniaco ($NH_3$), ni el de ciertos ácidos carboxílicos.

Teoría de Brønsted-Lowry (Transferencia de Protones)

Esta teoría se basa en la transferencia de protones entre sustancias:

$$Ácido + Base \rightleftharpoons Base\, Conjugada + Ácido\, Conjugado$$

Definiciones según Brønsted-Lowry

Ácidos (Brønsted-Lowry)

Sustancia que cede un protón ($H^+$). Al cederlo, origina una base conjugada (que es capaz de aceptar el protón y volver a generar el ácido inicial).

• Ejemplo 1: $HX$ (ácido) $+ H_2O$ (base) $\rightleftharpoons X^-$ (base conjugada) $+ H_3O^+$ (ácido conjugado)
• Ejemplo 2: $CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+$

Bases (Brønsted-Lowry)

Sustancia que acepta un protón ($H^+$). Al aceptarlo, forma un ácido conjugado (que dona un protón para volver a originar la base inicial).

• Ejemplo 1: $X$ (base) $+ H_2O$ (ácido) $\rightleftharpoons HX^-$ (ácido conjugado) $+ OH^-$ (base conjugada)
• Ejemplo 2: $NH_3$ (base) $+ H_2O$ (ácido) $\rightleftharpoons NH_4^+$ (ácido conjugado) $+ OH^-$ (base conjugada)

Limitaciones de Brønsted-Lowry

Esta teoría no explica el comportamiento de bases que no involucran hidrógeno (como el amoniaco o el carbono) y limita su aplicación a reacciones en disoluciones acuosas.