Ácidos y Bases: Conceptos, Teorías y Propiedades

Teoría de Arrhenius

Según la teoría de Arrhenius, un ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno, H⁺. Una base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH^-.

Teoría de Brönsted-Lowry

Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un protón, H⁺, a otra sustancia. Una base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un protón, H⁺, de otra sustancia. Se deduce que los conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido sólo actúa como dador de protones en presencia de otra sustancia que sea capaz de aceptarlos, la base.

Conceptos Clave en la Teoría de Brönsted-Lowry

• Ácido conjugado de una base es la sustancia que resulta después de que la base reciba el protón del ácido.
• Base conjugada de un ácido es la sustancia que resulta después de que el ácido ceda el protón.
• Par conjugado es el constituido por un ácido y su base conjugada o bien una base y su ácido conjugado.

Fuerza de Ácidos y Bases

Los ácidos o bases fuertes son aquellos que se ionizan completamente, en disoluciones diluidas, debido a su gran tendencia a ceder o recibir los H⁺. Los pares conjugados de los ácidos y bases fuertes son débiles. Los ácidos y bases débiles son aquellos que tienen poca tendencia a ceder o aceptar H⁺, apareciendo un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones formados. Por el contrario, sus pares conjugados son fuertes.

Grado de Disociación

El grado de disociación es la relación entre la concentración del ácido o de la base ionizados en el equilibrio y su concentración inicial. Así, si un ácido o base es fuerte, su grado de disociación será 1 (totalmente disociado) y si es débil, será siempre inferior a 1. El grado de disociación varía entre 0 y 1, siendo más débil cuanto más se acerque a 0.

Teoría de Lewis

Según la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par electrónico y una base es toda sustancia capaz de ceder un par electrónico.

Sustancias Anfóteras

Las sustancias anfóteras son aquellas capaces de comportarse como ácido frente a una base o bien como base frente a un ácido. El agua es el ejemplo más notable de anfoterismo, si bien presentan también esta condición todos los iones intermedios de los ácidos polipróticos (que contienen varios protones) que sean débiles.

Ionización del Agua

Al poder comportarse bien como ácido o como base, el agua tiene un carácter ácido-base débil y puede producir una reacción de autoionización, en donde algunas moléculas se comportan como ácido, cediendo un protón, y otras como base, aceptándolo:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-

La constante de este equilibrio se escribe habitualmente asociando el valor de K con la concentración del agua no ionizada, que se considera constante: K= [H₃O⁺]·[OH^-]/ [H₂O]·[H₂O], quedando: K_w = [H₃O⁺]·[OH^-]. Esta K_w se denomina producto iónico del agua y su valor es 1·10^-14 a 25ºC.

Concepto de pH

Las concentraciones de los iones H₃O⁺ y OH^- en disolución acuosa son cantidades muy pequeñas y de incómodo manejo. Por ello, se utiliza de forma más práctica la escala logarítmica. Sörensen introdujo el concepto de pH como el logaritmo, con el signo negativo, de la expresión de la concentración del ión H₃O⁺: pH = - log [H₃O⁺]. De la expresión anterior, de la autoionización del agua: K_w = [H₃O⁺]·[OH^-] y tomando logaritmo en ambos miembros de dicha expresión se llega a: pH + pOH = 14.

Efecto del Ion Común

El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio ácido-base de un ácido o una base débil por la adición de un compuesto que tiene un ion común con las sustancias disueltas. Si sobre un ácido débil se añade una sal que contiene la base conjugada del ácido, hará que el equilibrio se desplace hacia la izquierda y, por tanto, la concentración del ión H⁺ disminuirá, por lo que el pH de la disolución se hará menos ácido. La adición de un ion común a una base débil hará que la concentración del ión OH^- disminuya y el pH se haga menos básico.

Indicadores Ácido-Base

Un indicador es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto. El intervalo de viraje de un indicador es el intervalo de pH en el que se realiza el cambio de color. Un indicador es tanto mejor cuanto menor sea el intervalo de viraje y tenga el cambio de color de forma más clara.

Reacciones de Neutralización

Una reacción de neutralización es la reacción que se produce entre un ácido y una base, dando lugar a sal más agua. En una valoración ácido-base se determina la concentración de una de las especies en disolución a partir de la concentración conocida de la otra, basándose en la reacción de neutralización. La valoración se realiza añadiendo gradualmente una de las sustancias a una cantidad fija de la otra hasta alcanzar el punto de equivalencia, cuando la reacción de neutralización ha sido completa. En ese punto, la concentración de H⁺ procedentes del ácido y de OH^- procedentes de la base es la misma. El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color de un indicador, que se ha adicionado previamente a los reactivos. El punto final debe coincidir con el punto de equivalencia para que la valoración sea buena.

Hidrólisis de Sales

La hidrólisis de sales es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones de la sal con el agua y, como consecuencia, producir un exceso de iones H⁺ o de OH^-, formándose una disolución ácida o básica. Dependiendo del ácido y la base de procedencia de las sales (entendidas éstas como ácido + base → sal + agua) se pueden distinguir los siguientes tipos de hidrólisis:

• Hidrólisis de sal de ácido fuerte y base fuerte: tipo NaCl. Las sales de este tipo no producen reacción de hidrólisis, por lo que el pH de la disolución sigue siendo neutro.
• Hidrólisis de sal de ácido débil y base fuerte: tipo CH₃-COO-Na. El ion acetato sufre hidrólisis, tomando H⁺ del agua y dejando libres iones OH^-, por lo que el pH de la disolución será básico.
• Hidrólisis de sal de ácido fuerte y base débil: tipo NH₄Cl. El ion amonio sufre hidrólisis, cediendo un H⁺ al agua y transformándola en H₃O⁺, por lo que el pH de la disolución será ácido.
• Hidrólisis de sal de ácido débil y base débil: Al tener los dos iones procedentes de ácido y base débil, el pH dependerá de la fuerza relativa de cada uno de los iones. Si K_a > K_b, el catión se hidroliza más que el anión y el pH < 7. Por el contrario, si K_b > K_a, el anión se hidroliza más que el catión y el pH > 7. Si las dos constantes son iguales, los dos iones se hidrolizarán por igual y la disolución será prácticamente neutra.

Grado de Hidrólisis

El grado de hidrólisis es la relación entre la concentración molar de la sal hidrolizada y su concentración molar inicial. Cuanto mayor sea la hidrólisis, tanto más se acercará al valor máximo, 1.

Disoluciones Amortiguadoras o Reguladoras

Las disoluciones amortiguadoras o reguladoras son aquellas que son capaces de mantener su pH prácticamente constante aunque se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base o cuando se diluyen. Están constituidas normalmente por un ácido débil y su sal correspondiente o por una base débil y su sal correspondiente.