Ácido

EQUILIBRIO ACIDO - BASE
De acuerdo con la teoría clásica de la ionización electrolítica desarrollada por Arrenhius, los electrolitos disueltos en agua, se disocian directamente en partículas cargadas (positivas y negativas) llamadas iones.
Para Química Analítica, son de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida o básica. De acuerdo con la mismateoría, los iones que dan origen al comportamiento ácido son los protones y los iones hidróxido provocan el comportamiento alcalino.
Por lo tanto, ácidos son los electrolitos que en disolución acuosa liberan iones hidrógeno, y bases son los que liberan iones hidróxido. El equilibrio ácido - base se puede representar por medio de las ecuaciones siguientes:
1472565571500
Esta teoría clásica explicasatisfactoriamente muchos de los hechos observados para los equilibrios ácido - base en disolución acuosa. Sin embargo, en disolución no acuosa, se observaron algunos fenómenos no explicados por esta teoría.
Un tratamiento correcto de los equilibrios ácido - base en solución acuosa y no acuosa fue dado por Brönsted e independientemente por Lowry en 1923.
Ejemplo:
HCl(g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
Ejemplo aplicado:
El hidróxido de magnesio Mg(OH)₂o leche de magnesia que utilizamos como antiácido para el estómago o como laxante. 
EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA.CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
196786532639000 2 H2O (l) Á H3O+ (ac) + OH– (ac)
Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:
Kw = KC x [H2O]2Kw = [H3O+] x [OH-]
Conocido como “producto iónico del agua”.
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2.En el caso del agua pura: [H3O+] = [OH–] = (10–14 M2)½ = 10–7 M. Se denomina pH:
pH= -log [H3O+]
Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7 = 7
Ejemplo:
El pHde una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [H3O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = –log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce que:
[H3O+] = 10-pH = 10-12,6 M = 2,5x10-13 M
Como Kw = [H3O+] x [OH–] = 10–14 M2, entonces:
1539240508000
0,04
pOH = – log[OH–] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Ejemplo aplicado:
El ácido carbónico es fundamental para mantener constante el equilibrio del pH en la sangre.
ÁCIDOS DÉBILES.
Si la constante de equilibrio Ka es pequeña el ácido es débil. Las concentraciones de las especies que intervienen están relacionadas por la expresión de equilibrio.
140589057150
El problemaconsiste en calcular [H3O+], [A−] y [HA] en el equilibrio. Para estimar [H3O+] se hacen dos aproximaciones:
1) Se supone despreciable la cantidad de H3O+ aportada por la disociación del agua. Esto es razonable ya que la [H3O+] dada por la disociación del agua no puede ser mayor que 10−7 mol/l. Esta aproximación es válida siempre que el valor de Ka no sea del orden de Kw. Teniendo en cuenta estaaproximación y la estequiometria de la reacción, se deduce: [H3O+] = [A−] = x [HA] = c-x donde c es la concentración inicial de HA.
2) Se puede despreciar la cantidad de ácido disociado en la expresión de [HA], debido al pequeño valor de Ka.
Esta aproximación es válida solo si c>>Ka. De esta forma, [HA] ≈ c
Con las dos aproximaciones anteriores se obtiene la relación:
1558290317500...