Acido Base

Guía de Acido Base

CONCEPTO DE ÁCIDO-BASE.

El concepto de ácido y base ha ido evolucionando a lo largo de la historia química.

Antes de que se formularan las primeras teorías científicas sobre estas sustancias, se las conocía y diferenciaba por sus propiedades. Así:

Los ácidos se caracterizan por:

• Tener sabor agrio (limón, vinagre).

• Enrojecer el papel e tornasol.

• Reaccionar con las bases dando sales.

• Reaccionar con los metales desprendiendo H2.

Las bases se caracterizan por:

• Tener sabor cáustico (lejía , amoniaco).

• Colorear de azul el papel de tornasol.

• Reaccionar con los ácidos para dar sales.

Posteriormente se han ido proponiendo otras definiciones, que han pretendido ampliar el concepto inicial de ácido y base.

Teoría de Arrhenius.

La primera definición ácido y base de tipo conceptual fue establecida por Arrhenius a finales del siglo XIX, según la cual:

Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo protones, H+

HA → A- + H+

.HCl → Cl- + H+

Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidróxido, OH-

BOH → B+ + OH-

NaOH → Na+ + OH-

Teoría Bronsted- Lowry.

La teoría de Arrhenius sólo era aplicable a disoluciones acuosas y restringe el concepto de base a sustancias que contengan iones OH-, de forma que no explica el carácter básico de sustancias como el amoniaco, NH3.

En 1923 Bronsted y Lowry ampliaron el concepto de ácido y base estableciendo que:

Acido es toda sustancia capaz de ceder protones, H+

Base es toda sustancia capaz de aceptar protones, H+

Esta definición es aplicable a cualquier disolvente, aunque siempre será el agua, el disolvente de referencia.

Por lo tanto, según la teoría de Bronsted- Lowry , si un ácido (I) cede un protón, siempre debe haber una base (II) que lo capte. El proceso total se puede representar mediante la ecuación:

ácido (I) + base (II) base conjugada de (I) + ácido conjugado de (II)

Este es el esquema para representar cualquier proceso ácido-base en la teoría Bronsted, en la que no se puede estudiar un ácido o una base aislados, sino siempre interactuando por parejas. Por ejemplo, si consideramos el ácido HA y la base B, la ecuación anterior tomaría la forma:

HA + B A - + BH+

ácido I base II base conjugada I ácido conjugado II

A veces, como se muestra en los siguientes ejemplos, la sustancia que completa la reacción ácido-base es el propio disolvente, en este caso el agua.

HCl + H2O Cl- + H3O+

ácido I base II base conjugada I ácido conjugado II

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base I ácido II ácido conjugado I base conjugada II

Observa que en una de las reacciones el agua se comporta como una base y en la otra, como un ácido. Las sustancias que unas veces se comportan como ácidos y otras como bases se llaman anfóteras.

EQUILIBRO IÓNICO DEL AGUA.

El agua pura puede reaccionar como ácido o como base, según el siguiente equilibrio:

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido I base II base conjugado I ácido conjugado II

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