Teorías de Ácidos y Bases: Arrhenius, Brönsted-Lowry, pH y Neutralización

Teoría de Arrhenius de la Disociación Iónica o Electrolítica

Esta teoría se basa en la observación de que las disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales conducen la corriente eléctrica. Según Arrhenius, los electrolitos se disocian en iones, los cuales tienen movilidad en el agua, lo que explica la conductividad de la disolución. Los ácidos, que contienen hidrógeno, se disocian en agua, total o parcialmente, generando iones de hidrógeno (H⁺) e iones negativos (aniones).

Reacción de Neutralización según Arrhenius

La reacción de neutralización, según Arrhenius, implica la combinación del ion hidrógeno (H⁺) del ácido con el ion hidroxilo (OH^-) de la base para formar agua no disociada. La reacción general es: Ácido + Base → Sal + Agua.

Concepto de Ácidos y Bases según Brönsted-Lowry

Según Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia que cede protones (H⁺), mientras que una base es una sustancia que acepta protones. Una sustancia no es inherentemente ácida o básica, sino que su comportamiento depende de la sustancia con la que reacciona. Un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones H⁺ y una base es toda sustancia capaz de aceptar protones H⁺.

Reacción de Neutralización según Brönsted-Lowry

La reacción de neutralización, según Brönsted-Lowry, consiste en el intercambio de protones (H⁺) entre la forma ácida y la forma básica de dos pares ácido-base conjugados distintos.

Concentración Molar de Iones Oxonios e Iones Hidroxilos en Agua Pura y Disoluciones

En agua pura o cualquier disolución acuosa, se cumple el equilibrio de autoprotólisis del agua, donde la constante de equilibrio (K_w) a 25ºC es de 10^-14 mol²/l². Las concentraciones de [OH^-] y [H₃O⁺] nunca son cero. En disoluciones ácidas, siempre hay iones OH^- presentes, aunque en muy baja concentración. En disoluciones básicas, siempre hay iones H₃O⁺ presentes, aunque también en muy baja concentración.

Ácidos y Bases Fuertes y Débiles según Brönsted-Lowry

Según Brönsted-Lowry, si un ácido es fuerte (gran tendencia a ceder un protón), su base conjugada es débil (poca tendencia a aceptar el protón). Inversamente, si un ácido es débil, su base conjugada es fuerte. Esta tendencia es relativa y depende de la sustancia con la que reacciona. Las tablas de referencia se establecen usando el agua como sustancia de referencia.

Constante de Basicidad (K_b)

La constante de basicidad (K_b) es la constante de disociación o ionización de una base. Cuanto mayor sea el valor de K_b, más fuerte será la base y más débil será su ácido conjugado.

Concepto de pH y pOH

Sörensen introdujo el concepto de pH, una escala para medir la acidez de una sustancia. El pH se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H₃O⁺: pH = -log[H₃O⁺]. La escala de pH va de 0 (disoluciones fuertemente ácidas) a 14 (disoluciones fuertemente básicas), siendo 7 el valor para disoluciones neutras. De manera similar, el pOH se define como: pOH = -log[OH^-]. La relación entre pH y pOH es: pH + pOH = 14.

Punto Final y Punto de Equivalencia en una Valoración Ácido-Base

El punto final de una valoración se identifica por el cambio de color del indicador. El punto de equivalencia es el momento en que la reacción de neutralización es completa, es decir, cuando se han mezclado cantidades químicas equivalentes de los reactivos, según la estequiometría de la reacción.