Fundamentos de la Química Ácido-Base: Teoría, Equilibrios y Solubilidad

Teoría de Brønsted y Lowry (1923)

Se produce una transferencia de protones desde la molécula de ácido a las moléculas del disolvente. Esta idea sirvió de base al danés y al inglés para establecer en 1923, de forma independiente, una teoría sobre los ácidos y las bases.

Definiciones Fundamentales

• Ácido: Es toda sustancia capaz de ceder protones (H⁺).

  Ejemplo: HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺

• Base: Es toda sustancia capaz de captar protones (H⁺).

  Ejemplo: NH₃ + H₂O → NH₄⁺

Reacciones de Neutralización

Las reacciones de neutralización consisten en la transferencia de un protón desde un ácido a una base. Se pueden representar así: AH + B → A⁻ + BH⁺.

Pares Ácido-Base Conjugados y Sustancias Anfóteras

Los sistemas formados por una especie y la que resulta de la ganancia o pérdida de uno de sus protones se llaman pares ácido-base conjugados.

• En el ejemplo HA/A⁻ y B/BH⁺: A⁻ es la base conjugada del ácido HA, y BH⁺ es el ácido conjugado de la base B.

Sustancias Anfóteras

Existen sustancias que, al igual que el agua, se comportan unas veces como ácidos y otras como bases. Se denominan anfóteras porque tienen capacidad para ceder y aceptar protones.

Equilibrios Iónicos y Fuerza Relativa

Producto Iónico del Agua (Kᵥᵥ)

El producto iónico del agua es Kᵥᵥ. Su valor cambia ligeramente con la temperatura, pero a 25 °C, Kᵥᵥ = 1,00 × 10⁻¹⁴.

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases

La fortaleza de un ácido o una base es relativa:

• Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor sea su capacidad para ceder protones.
• Una base es tanto más fuerte cuanto mayor sea su capacidad para aceptar protones.

Los procesos ácido-base implican la transferencia de protones de un compuesto a otro; por lo tanto, la fortaleza de un ácido dependerá de la base y viceversa. Será, pues, una fuerza relativa.

La fuerza relativa de los ácidos y de las bases dependerá de lo desplazado que esté hacia la derecha el proceso correspondiente:

HA + H₂O → A⁻ + H₃O⁺
B + H₂O → BH⁺ + OH⁻

Ácidos Polipróticos

Son ácidos que tienen más de un protón ácido. Normalmente ceden los protones de forma secuencial, es decir, uno a uno. Las constantes de acidez (Kₐ) de los sucesivos procesos suelen ser cada vez más pequeñas; esto es, se comportan como ácidos cada vez más débiles.

Hidrólisis y Electrolitos

Hidrólisis

Las sales son electrolitos fuertes y en agua se disocian completamente, separándose en sus iones. Si alguno de estos iones reacciona con el agua comportándose bien como un ácido (el catión) o bien como una base (el anión), diremos que la sal sufre una reacción de hidrólisis.

Electrolito

Es una sustancia que, al disolverse en agua, produce una disolución que puede conducir la electricidad. Para que esto suceda, la sustancia debe disociarse en iones.

Sal Procedente de un Ácido Fuerte y una Base Fuerte

Ejemplo: NaCl(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

• Na⁺: Es el ácido conjugado de la base NaOH. Como NaOH es una base muy fuerte, su ácido conjugado será muy débil y no dará lugar a una reacción de hidrólisis.
• Cl⁻: Es la base conjugada del ácido HCl. Como HCl es un ácido muy fuerte, su base conjugada será muy débil y no dará lugar a una reacción de hidrólisis.

Ninguno de los dos iones procedentes de una sal de ácido fuerte y base fuerte dará lugar a una reacción de hidrólisis. En consecuencia, la disolución será neutra, es decir, el pH de la disolución estará próximo a 7, independientemente de la concentración de la sal.

Disoluciones Reguladoras e Indicadores

Disoluciones Tampón (Reguladoras o Amortiguadoras)

Tienen la propiedad de mantener fijo el pH del medio aunque se añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.

Las disoluciones reguladoras se pueden formar de dos maneras:

1. Un ácido débil más una sal de ese ácido débil.
2. Una base débil más una sal de esa base débil.

Indicadores

Son colorantes orgánicos de fórmula compleja cuyo color cambia según el pH del medio en el que se encuentren. Su color suele ser intenso, por lo que basta una pequeña cantidad para colorear una disolución.

Equilibrio y Producto de Solubilidad

Equilibrio de Solubilidad

Es el equilibrio que se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en una disolución saturada. Si el sólido es un compuesto iónico, al disolverse se disociará en sus iones.

Solubilidad

Es la concentración que alcanza un sólido en una disolución saturada. Se suele expresar en g/L o en g/100 mL. La solubilidad de una sustancia depende del disolvente y de la temperatura.

Producto de Solubilidad (Kps)

El equilibrio de solubilidad es un ejemplo de equilibrio heterogéneo. Respecto a los equilibrios heterogéneos, solo contribuyen a la constante de equilibrio las especies que están en disolución. Esta constante se llama constante de producto de solubilidad (Kps) o producto de solubilidad.