EQUILIBRIO ACIDO BASE

EQUILIBRIO ACIDO BASE

Profesor: Fernando Urbicain

Primera parte

Introducción

Se han propuesto distintas teorías para definir a los ácidos y a las bases. La clasificación de algunas sustancias como ácidos tuvo su origen en su gusto, ácido, en contraposición al de los álcalis o bases, que contrarrestan o neutralizan la acción de los ácidos.

A fines del siglo XIX, Arrhenius definió a un ácido como aquella sustancia que en solución acuosa libera cationes hidrógeno (H+).

Simbólicamente:

HX(ac) H+(ac) + X- (ac)

(El catión H+ no posee electrones y contiene un núcleo con sólo un protón; por eso es habitual llamarlo “protón”)

Respecto a una base, la definió como aquella sustancia que en solución acuosa libera aniones oxidrilo ( OH - ).

Simbólicamente:

MOH(ac) M+ (ac) + OH- (ac)

La teoría de Arrhenius resultó incompleta para poder explicar ciertos hechos como por ejemplo que el amoníaco ( NH3 ) posee propiedades básicas a pesar de no poseer oxidrilos.

Un concepto más amplio de ácido y base surgió con la teoría de Bronsted y Lowry en 1923. Esta teoría define a un ácido como toda sustancia capaz de ceder protones y como base a toda sustancia capaz de recibir protones.

Esta teoría puede aplicarse tanto a sustancias en solución acuosa como en solventes no acuosos.

Tomemos como ejemplo el ácido clorhídrico. Según la teoría de Bronsted y Lowry, la ecuación de ionización en solución acuosa se representa de la siguiente manera:

HCl + H2O H3O + + Cl - (¡recuerden lo que vieron sobre el catión hidronio

en la guía de pH y pOH !!!!!!!!!!)

El HCl se comporta como un ácido por ceder un protón (al H2O) y el H2O se comporta como una base por recibir ese protón.

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