Química de Ácidos y Bases: Propiedades, Teorías y Aplicaciones Esenciales

Propiedades Fundamentales de Ácidos y Bases

Características de los Ácidos

• Sabor agrio.
• Toman un calor característico al tomar contacto con algunas sustancias.
• Producen H₂ al reaccionar con algunos metales.
• Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.
• Neutralizan los efectos de las bases.

Características de las Bases

• Sabor amargo y son untuosas al tacto.
• Color característico al contacto con algunas sustancias.
• Disuelven algunas grasas.
• Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.
• Neutralizan los efectos de los ácidos.

Conceptos Clave en Química Ácido-Base

Electrolitos: Conductores de la Electricidad

Los electrolitos son sustancias que, disueltas en agua, producen disoluciones conductoras de la electricidad, debido a la presencia de iones en la disolución.

• Electrolitos Iónicos: Son aquellos que en estado sólido están constituidos por iones. Estos se disocian al disolverse en agua, como es el caso de los compuestos iónicos.
• Electrolitos Moleculares: Son los que, estando formados por moléculas, no disponen de iones, pero los forman en disolución acuosa (se ionizan).

Clasificación de Electrolitos

• Electrolitos Fuertes: Aquellos que se ionizan prácticamente en su totalidad. Se incluyen las sales iónicas, los ácidos y las bases fuertes.
• Electrolitos Débiles: Los que se ionizan parcialmente, como los ácidos y bases débiles.

Teorías de Ácidos y Bases

Teoría de Arrhenius

Esta teoría define ácidos y bases en función de su comportamiento en disolución acuosa:

• Ácido: Toda sustancia eléctricamente neutra que, al disolverse en agua, se disocia en protones (H⁺) y el correspondiente ion negativo o anión.
• Base: Toda sustancia eléctricamente neutra que, al disolverse en agua, se disocia en iones hidróxido (OH^-) y el correspondiente ion positivo o catión.

Reacción de Neutralización según Arrhenius

La reacción de neutralización se produce por el contacto ácido-base, debido a la combinación de iones H⁺ con los iones OH^- para dar H₂O. Al desaparecer estos iones, la disolución deja de ser ácida o básica.

Limitaciones de la Teoría de Arrhenius

• No justifica el comportamiento básico de sustancias como el amoniaco (NH₃) o los carbonatos, que presentan propiedades similares a la sosa cáustica (NaOH) aunque no desprenden iones OH^- al disolverse en agua.
• Limita el comportamiento ácido-base a sustancias neutras que se pueden disolver en agua, es decir, solo se aplica a disoluciones acuosas.

Teoría de Brønsted-Lowry

Esta teoría amplía el concepto de ácido y base, basándose en la transferencia de protones:

• Ácido: Toda sustancia capaz de ceder protones (H⁺).
• Base: Toda sustancia capaz de captar protones (H⁺).

Las reacciones de neutralización, según Brønsted-Lowry, consisten en la transferencia de un protón desde un ácido a una base.

Pares Ácido-Base Conjugados

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.

Sustancias Anfóteras

Las sustancias anfóteras son aquellas que se comportan unas veces como ácidos y otras como bases, porque tienen capacidad para ceder y aceptar protones.

Ácidos Polipróticos

Los ácidos polipróticos son ácidos que tienen más de un protón ácido. Normalmente, ceden los protones de forma secuencial. Las constantes de acidez de los sucesivos procesos suelen ser cada vez más pequeñas, lo que significa que se comportan como ácidos cada vez más débiles.

Aplicaciones y Fenómenos Relacionados con Ácidos y Bases

Indicadores Ácido-Base

Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o base débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes, dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto.

• En disoluciones ácidas, la concentración de H₃O⁺ es muy alta, por lo que el equilibrio del indicador se desplaza hacia la izquierda (ejemplo: color rojo).
• En disoluciones básicas, el OH^- reacciona con el H₃O⁺ haciendo que disminuya su concentración, desplazando el equilibrio hacia la derecha (ejemplo: color amarillo).

Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, es decir, un entorno reducido de unidades de pH, dentro del cual se realiza el cambio de color. Un indicador es más útil cuanto menor sea su intervalo de viraje y de forma más clara tenga lugar el cambio de color.

El papel indicador universal, impregnado de diversos indicadores, es muy utilizado en laboratorios para determinar el pH.

Disoluciones Reguladoras (Amortiguadoras o Tampón)

Las disoluciones reguladoras (también conocidas como amortiguadoras o tampón) mantienen fijo el pH del medio, aunque se le añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. Se pueden formar de dos maneras:

• Un ácido débil + una sal de ese ácido débil.
• Una base débil + una sal de esa base débil.

Efecto del Ion Común

El efecto del ion común es un estudio cualitativo de la aplicación del principio de Le Châtelier. El sentido de la evolución de un equilibrio ácido-base en presencia de otros ácidos o bases fuertes se analiza a partir de las reacciones de los ácidos y bases fuertes y la del equilibrio. Se identifica el ion común de ambos procesos y se considera el desplazamiento según Le Châtelier.

Generalmente, el efecto del ion común disminuye la solubilidad de un soluto. También puede tener un efecto sobre las soluciones amortiguadoras, ya que agregar más iones conjugados puede modificar el pH de la solución.