Conceptos de ácidos y bases según Arrhenius, Lewis y Brosted- Lowry

OBJETIVOS

• Identificar las principales formas de expresar la concentración de las soluciones y aplicar los métodos más comunes para prepararlas.

• Desarrollar destrezas para la realización de una titulación ácido-base a partir de la comprensión de conceptos de neutralización, titulación y punto final.

• Desarrollar destrezas para dibujar e interpretar una curva de titulación.

Investiga

1. Conceptos de ácidos y bases según Arrhenius, Lewis y Brosted- Lowry.

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859−1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados.

Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga).

En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH−. La reacción de neutralizaciónsería:

H+ + OH− H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda críticaes que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido−base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.

• Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

• Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso,

H2 (g).

• Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH−) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.

Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

• Tienen un sabor amargo.

• Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

• Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

• Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido,OH−. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Acidos y bases de Arrhenius:

• Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.

• Las bases liberan iones hidróxido en agua.

2.Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted − Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879−1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847−1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido−base conjugados.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

Las definiciones de Bronsted − Lorwy son,

• Un ácido de Bronsted − Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

• Una base Bronsted − Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H−

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + base NH2− + base + H+

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido−base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de

Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido−base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2O H3O+ + Cl−

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl−, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O H3O+ + F−

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda

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