Ácidos y Bases: Teorías, Equilibrio y Concepto de pH

Ácidos y Bases: Propiedades y Definiciones

Los ácidos y bases son compuestos químicos con composiciones distintas que poseen propiedades determinadas. Son capaces de cambiar el color de pigmentos (como el tornasol), disolver el mármol y otros carbonatos produciendo efervescencia, reaccionar con algunos metales desprendiendo hidrógeno y poseen un sabor característico (agrio o ácido). A estos compuestos se les denominó ácidos. A otros compuestos que eran capaces de neutralizar la acción de los ácidos se les llamó bases.

Teoría de Arrhenius

Según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que en disolución acuosa origina iones H⁺ (protones), y una base es una sustancia que en disolución acuosa origina iones OH^- (hidroxilos). Esta teoría explica la neutralización de las bases sobre los ácidos. Los iones cedidos por los ácidos se combinarían con los hidroxilos cedidos por las bases dando lugar a moléculas de agua. La neutralización sería: ácido + base → sal + agua. Esta teoría presenta limitaciones: el carácter ácido-base de un compuesto solo se pondría de manifiesto en disoluciones acuosas, y existen bases que no presentan grupos OH^- en su composición (ej: NH₃, Na₂CO₃) y su capacidad de neutralización de los ácidos estaba comprobada.

Teoría de Brønsted y Lowry

Brønsted y Lowry propusieron las siguientes definiciones: Ácido: toda especie química capaz de ceder un protón. Base: toda especie química capaz de aceptar un protón. Para que haya una especie química que ceda protones, ha de haber otra que los acepte y viceversa, por ello se habla de reacciones ácido-base. En disoluciones acuosas, el agua puede actuar como ácido, cediendo un protón a una base. El agua se comporta como ácido en presencia de bases y como base en presencia de ácidos, dando especies conjugadas distintas y con distinto comportamiento; el agua presenta un comportamiento anfótero.

Equilibrio Químico

Equilibrio Térmico

Es un equilibrio entre reactivos y productos. Hay dos tipos:

• Irreversibles: Son tan estables que no tienen tendencia a reaccionar entre ellos para volver a generar los reactivos del principio. Se representan con una flecha (→).
• Reversibles: Se les llama así a los productos que pueden alcanzarse partiendo tanto de los reactivos como de los productos. Se representan por doble flecha (↔).

Principio de Le Châtelier

El valor de la constante de equilibrio es siempre constante para una temperatura (T) dada, es decir, que si alteramos la presión o la concentración, no influirá en el valor de la constante. Si aumentamos la concentración de un reactivo, el sistema se desplaza hacia la derecha, por lo que aumentará la concentración de los productos. Si aumentamos la concentración de un producto, el sistema se desplaza hacia la izquierda, por lo que aumentará la concentración de los reactivos. Un aumento de la presión provoca que el sistema se desplace hacia el lado en el que haya un menor número de moles de gas.

Equilibrios de Disociación

La experiencia demuestra que no todos los ácidos ceden con igual facilidad un protón. Cuando la reacción se encuentra totalmente desplazada hacia la derecha, se dice que es un ácido fuerte. Cuando la reacción se disocia solo parcialmente, se dice que es un ácido débil. En el valor de la constante, cuanto mayor es su valor, más fuerte es el ácido. Cuanto mayor sea la constante de la base, mayor será su fortaleza. Cuando haya un ácido fuerte, este tendrá una base débil y viceversa.

Concepto de pH

Para saber si una disolución es ácida o básica, bastará con conocer su [H₃O⁺] o bien su [OH^-]. Para evitar trabajar con exponentes, se utiliza el pH:

pH = -log[H₃O⁺]

En disoluciones:

• Ácidas: pH < 7
• Neutras: pH = 7
• Básicas: pH > 7

El pH varía entre 1 y 14.

pOH = -log[OH^-]

pH + pOH = 14

Cálculos de pH

• Si en la reacción está involucrado el ion H₃O⁺, calcularemos directamente su concentración y el pH.
• Si en la reacción está involucrado el ion OH^-, calcularemos el pOH y de ahí sabremos el pH, porque sabemos que pH + pOH = 14.