Acidos Y Bases

CURSO: QUÍMICA COMÚN
MATERIAL QC Nº 11

ÁCIDOS Y BASES

SVANTE AUGUST ARRHENIUS (1859 – 1927)
Fisicoquímico sueco, su fama se debe a su teoría de ionización de electrolitos (1887) que interpreta
las leyes físicas de la electrolisis. En su tesis doctoral postuló la conducción eléctrica de sustancias
disueltas en agua (electrolitos), predijo que las sustancias moleculares disueltas podía forman 2o
más iones con carga (cationes y aniones). Postuló además que en cierta proporción la molécula de
agua podía disociarse en H+ y OH-. Así en los ácidos disueltos podía aumentar la cantidad de H+ y a
las bases la de OH-. Del mismo modo la fuerza de un ácido y una base era proporcional a su poder de
disolución.
La teoría de Arrhenius fue duramente criticada, tanto es así que su tesis doctoral obtuvocalificación
mínima. Con el tiempo, se aceptó como verdadera y en 1911 la academia sueca lo honra con el Nobel
en química. Fallece en 1927.

REACCIONES ÁCIDO - BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE UN ÁCIDO
 presentan sabor agrio.
 se comportan como electrolito (conducen la corriente eléctrica en solución acuosa).
 enrojece al tornasol azul (colorante vegetal utilizado comoindicador).
 en general, al reaccionar con metales desprende hidrógeno gaseoso, H2.

Mg + 2 HCl 
 MgCl2 + H2(g)
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE UNA BASE
 presentan sabor amargo.
 se comportan como electrolitos.
 dejan azul al indicador tornasol rojo.
 sus soluciones son generalmente resbaladizas al tacto.
 una base al reaccionar con un ácido se neutraliza.

Cuando un ácido reacciona con unabase, sus propiedades se anulan (neutralización).
Reacción de Neutralización:

HCl(ac) + NaOH(ac) 
 NaCl(ac) + H2O
TEORÍAS ACIDO - BASE
Existen varias teorías ácido-base, que tratan de explicar el comportamiento tanto de los ácidos como
de las bases. Algunas teorías son muy restringidas y otras más generales y completas que explican
gran cantidad de sustancias. Al momento de clasificar unasustancia como ácido o base se deben
tener en cuenta las tres teorías siguientes.

1. TEORÍA CLÁSICA DE SVANTE ARRHENIUS
ÁCIDO
Toda especie química que al disociarse en solución acuosa, libera iones hidrógenos (H+)
Ejemplos:
HCl
H2CO3
NH4+


 H+ + Cl
 H+ + HCO3
 H+ + NH3
2

BASE
Toda especie química que al disociarse en solución acuosa libera iones (aniones) hidroxilo (OH-).
NaOH
Ca(OH)2
KOH

 Na+ + OH
 Ca+2 + 2 OH
 K+ + OH-

SALES
Sustancias iónicas que, en solución acuosa, experimentan disociación, liberando cationes diferentes de
H+ y aniones diferentes de OH-.
NaCl
Na2(SO3)
Al2(SO4)3


 Na+ + Cl
 2 Na+ + SO3-2

 2 Al+3 + 3 SO4-2

Existen ciertas sustancias, como el amoniaco o el ión F- que si bien presentan características básicas
no pueden explicarse con la teoríade Arrhenius, ya que ni siquiera poseen oxígenos, por lo tanto, no
pueden liberar iones OH-.
Es por esto, que se propone una nueva teoría, que justifica el comportamiento de estas y otras
sustancias.

2. TEORÍA PROTÓNICA DE LOWRY - BRÖNSTED
ÁCIDO
BASE

Ejemplos:

Toda especie química que en solución cede "protones" (iones H+).
Toda especie química que en reacción recibe "protones".
HCl + NH3
ácidoHClO4
ácido


 Cl-

+



NH 4

base

+

H2O
base


 ClO4- + H3O+

El concepto ácido-base de Brönsted y Lowry es muy útil ya que amplía la teoría de Arrhenius para
todas aquellas sustancias con características básicas que no poseen OH-, es evidente en esta teoría
que no todos los compuestos que aceptan protones lo hacen con la misma intensidad, es decir,
aparecen los conceptos de basesfuertes y bases débiles.
Sustancias como el agua, pueden comportarse como ácido o base, dependiendo del tipo de reacción,
en este caso diremos que se trata de un reactivo anfolito.
Algunos iones como el Al+3, o el trifluoruro de boro (BF3) le confieren a algunas soluciones un carácter
ácido, este hecho no tiene explicación por las teorías vistas, por lo tanto, es necesario mencionar una
tercera...