AcidosBases1


Ácidos y bases (I)
Teorías. Escala pH
IES La Magdalena.
Avilés. Asturias


Desde muy antiguo se sabía de la existencia de dos grupos de compuestos químicos, los ácidos y las bases (o álcalis), que presentaban propiedades aparentemente antagónicas:
Los ácidos dan coloración roja con el tornasol (indicador), tienen sabor agrio y producen efervescencia al actuar sobre los carbonatos.
Las bases dancoloración azul con el tornasol, tienen sabor amargo y neutralizan los ácidos al reaccionar con ellos:

Según Lavoisier lo que daba a los ácidos sus especiales características era la presencia de oxígeno(1). en su composición. Lavoisier solo conocía lo que hoy llamamos oxoácidos (HNO3, H2SO4...) y desconocía la composición de los ácidos hidrácidos (HCl, HF...).
Humpry Davy demostró en 1810 quela teoría de Lavoisier era errónea al demostrar que los ácidos hidrácidos carecen de oxígeno.
Para Davy el verdadero "principio acidificante" era el hidrógeno.
Liebig definió (1838) los ácidos como sustancias que contienen hidrógeno reemplazable por metales.
Arrhenius definió (en 1884) los ácidos como aquellas sustancias que, en disolución acuosa, se ionizan para dar iones H+ (2) y bases comoaquellas sustancias que, en disolución acuosa, se ionizan para dar iones OH - (3)
Ejemplos:




Realmente el ión H+ no existe como tal en disolución, ya que debido a su reactividad se incorpora a una molécula de agua formando el ión H3O+ (4)

Podríamos, por tanto, redefinir de forma más actual ácido (según Arrhenius), como una sustancia que en disolución acuosa da iones H3O+
La teoría de Arrheniustiene el inconveniente de que solo es aplicable a reacciones en disolución acuosa(5).

En 1932 Brönsted y Lowry propusieron (de forma independiente), una teoría más amplia que la de Arrhenius, que era aplicable también a reacciones en disoluciones no acuosas.
La teoría de Brönsted-Lowry, por su generalidad, es usada ampliamente, aunque en la actualidad existen otras teorías que amplian aún más elconcepto de ácido y base.





La definición de Brönsted-Lowry lleva a la conclusión de que las reacciones ácido-base son en realidad reacciones de transferencia de H+, lo que implica una especie que done y otra que acepte.
Ejemplos:




En el caso de los hidróxidos lo que es una base de Brönsted es el ión hidróxido (OH -) que se forma cuando el compuesto se disuelve en agua, ya que puedeaceptar un protón:






Una reacción en disolución no acuosa:





Según la teoría de Brönsted cuando un ácido cede un H+ se transforma en una especie que puede aceptar H+. Esto, es, en una base de Brönsted. De forma análoga cuando una base capta un H+ se transforma en una especie capaz de ceder H+. Esto es, en un ácido.
Se denomina base conjugada de un ácido de Brönsted a la especie que resulta trasceder un H+
Se denomina ácido conjugado de una base de Brönsted a la especie que resulta tras captar un H+








Sörensen propuso (en 1909) la escala pH (6) para medir la acidez de las disoluciones acuosas:
Se define el pH como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones H3O+:


Con el fin de fijar una referencia consideremos el agua pura como sustancia neutra.
El agua es capaz deactuar como ácido o como base(7). En consecuencia, se establece un equilibrio conocido como equilibrio de autoionización según el cual algunas moléculas de agua (muy pocas) están ionizadas:

Escribiendo la constante correspondiente a este equilibrio (Kw) tenemos:

Kw recibe el nombre de constante de autoionización del agua o producto iónico del agua.

Para el agua pura, y a 25 0C, el valor de Kw es10 -14. Como las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales:


Por tanto el pH del agua pura valdrá:


Cualquier sustancia ácida dará lugar a una concentración de iones H3O+ superior a 10 -7 (10-6, 10-5, 10-4...) y, en consecuencia, tendrá un pH inferior a 7.
Cualquier sustancia básica dará lugar a una concentración de iones H3O+inferior a 10 -7 (10-8, 10-9, 10-10...) y, en consecuencia, tendrá...