Fundamentos de Química: Características, Reacciones y Teorías Clave de Ácidos y Bases
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Propiedades Fundamentales de Ácidos y Bases
Características de los Ácidos
- Tienen sabor agrio.
- Son corrosivos para la piel.
- Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
- Disuelven diversas sustancias.
- Atacan los metales desprendiendo H₂ (gas explosivo).
- Pierden sus propiedades al reaccionar con bases (neutralización).
- Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos (conducen iones).
- Sus disoluciones destruyen materia orgánica.
- Producen sales al reaccionar con bases.
Características de las Bases
- Tienen sabor amargo.
- Son suaves al tacto pero corrosivos para la piel (sensación jabonosa).
- Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
- Conducen la corriente eléctrica (son electrolitos).
- Sus disoluciones destruyen la materia orgánica.
- Producen sales al reaccionar con ácidos.
Nota: La capacidad de atraer electrones se denomina Electronegatividad.
Teorías Modernas de Ácido-Base
Teoría de Arrhenius
Esta teoría se centra en la disolución acuosa.
Definiciones según Arrhenius
- Ácidos: Compuestos que, al disolverse en agua, producen iones Hidrógeno (H⁺), también llamados protones.
Ejemplo: HA(ac) → H⁺(ac) + A⁻(ac)
- Bases: Compuestos que, al disolverse en agua, producen iones Hidroxilo (OH⁻).
Ejemplo: B(OH)n(ac) → Bⁿ⁺(ac) + nOH⁻(ac)
Teoría de Brönsted-Lowry
Esta teoría se basa en la transferencia de protones (H⁺).
Definiciones según Brönsted-Lowry
- Ácido: Es toda sustancia que cede uno o más H⁺ a una base (donador de protones).
- Base: Es toda sustancia que acepta uno o más H⁺ de un ácido (aceptor de protones).
- Anfóteros: Sustancia que puede actuar como ácido o como base, dependiendo del intercambio de H⁺ entre las especies involucradas en el proceso ácido-base.
Teoría de Lewis
Esta teoría se basa en la transferencia de pares de electrones.
Definiciones según Lewis
- Ácido: Es el ion, átomo o molécula capaz de aceptar y compartir un par de electrones (aceptor de par de electrones).
Ejemplos: H⁺, AlCl₃, BF₃
- Base: Es el ion, átomo o molécula capaz de ceder y compartir un par de electrones, ya que tiene un par de electrones libres para formar un nuevo enlace (donador de par de electrones).
Ejemplos: H₂O, Cl⁻, Br⁻, NH₃
Nota: La capacidad de formar enlaces depende de los electrones de valencia.
Comparativa de las Teorías Ácido-Base
| Aspectos | Arrhenius | Brönsted-Lowry | Lewis |
|---|---|---|---|
| Característica del Ácido | Cede H⁺ en disolución acuosa | Cede 1 o más H⁺ a una base | Capta pares de electrones |
| Característica de la Base | Cede OH⁻ en disolución acuosa | Acepta o capta H⁺ | Dona pares de electrones sin compartir (forma enlace covalente dativo) |
| Ecuación Global Ácido | HA → H⁺ + A⁻ | HA + H₂O → H₃O⁺ + A⁻ | |
| Ecuación Global Base | B(OH)n(ac) → Bⁿ⁺(ac) + nOH⁻(ac) | X + H₂O → HX⁺ + OH⁻ | |
| Limitación | Las bases solo liberan OH⁻ | Solo considera la transferencia de protones (H⁺) | Teoría general (aplica a reacciones sin H⁺) |
| Ejemplo de Base | NaOH → Na⁺ + OH⁻ | HBr + H₂O → Br⁻ + H₃O⁺ |
Clasificación y Reacciones Químicas
Tipos de Ácidos
- Orgánico: Contiene principalmente Carbono.
- Inorgánico: No contiene Carbono, excepto algunas excepciones como NaHCO₃, CO₂, y MgCO₃.
Reacción de Neutralización
La reacción entre un ácido y una base se denomina Neutralización, y generalmente forma sal y agua.
Conceptos Adicionales
- Isótopo: Corresponde a un mismo elemento que tiene el mismo número atómico pero diferente masa atómica.
- H₃O⁺ (Ion Hidronio): Ion que se forma cuando un protón (H⁺) se une a una molécula de agua.
- Indicador Ácido-Base: Sustancia colorida capaz de existir en forma de ácido o en forma de base, con diferente coloración.
Fuerza de Ácidos y Bases y Equilibrio Iónico
Fuerza de las Especies
- Ácido Fuerte: Son aquellos que transfieren totalmente sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución.
- Base Fuerte: Se disocian completamente liberando sus iones OH⁻.
- Ácido Débil: Se disocian solo parcialmente en disolución acuosa y, por lo tanto, existen como mezcla de ácido en la que una parte se encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada.
- Base Débil: Especie que acepta parcialmente los protones disponibles en disolución o los extrae desde el H₂O, con lo cual se forma el ácido conjugado y los iones OH⁻.
Equilibrio Iónico y Constante de Acidez (Ka)
Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su Constante de Acidez (Ka). Esta expresión relaciona la concentración de los reactantes con la de sus productos y corresponde a la constante de equilibrio de una especie ácida.
Porcentaje de Ionización
Es otra forma de medir la fuerza de un ácido. Se define como:
% IONIZACIÓN = ([H⁺] / [HA]) x 100
Cálculo de pH
- pH en Ácidos y Bases Fuertes: El cálculo de pH depende directamente de la concentración inicial de las especies y su comportamiento, pues la concentración de [H⁺] y [OH⁻] en disociación será igual a la concentración inicial de la especie.
- pH en Ácidos y Bases Débiles: La disociación no es completa, por lo que la concentración de H⁺ y OH⁻ no será igual a la concentración inicial de la especie.
Ejemplos de Ácidos Fuertes
HX → H⁺ + X⁻
Incluyen:
- Ácido Clorhídrico (HCl)
- Ácido Nítrico (HNO₃)
- Ácido Sulfúrico (H₂SO₄, poliprótico: cede muchos protones)
- Ácido Yodhídrico (HI)
- Ácido Bromhídrico (HBr)
- Ácido Perclórico (HClO₄)