Ácidos Y Bases

Ácidos y sus bases

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidroxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidroxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidroxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Ver: ¿Qué es el pH?

Los ácidos y las bases se caracterizan por:

Ácidos Bases

Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)

En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol

Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína

Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol) Producen una sensación untuosa al tacto

Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno Precipitan sustancias disueltas por ácidos

Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos

En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química

Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel) Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)

Enrojecen ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetales

Disuelven sustancias Disuelven grasas y el azufre

Pierden sus propiedades al reaccionar con bases Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites

Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H+) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H+ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base Protón que gana Ácido conjugado

OH- H+ H2O

NH3 H+ NH4+

CO3-2 H+ CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido Protón que pierde Base conjugada

ClH H+ Cl-

SO4H2 H+ SO4H-

NO3H H+ NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno

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