Equilibrios ácido-base

Los ácidos y las bases son dos conjuntos de sustancias con propiedades características y conocidas muchas de ellas desde muy antiguo. A lo largo del tema se estudiarán las diferentes teorías sobre el comportamiento químico de los ácidos y de las bases.

Características experimentales de los ácidos

Algunas de las propiedades características de las sustancias ácidas son:
– Sabor ácido.
– Enrojecen la tinta azul del colorante denominado tornasol.
– Decoloran la fenolftaleína.
– En disolución conducen la corriente eléctrica.
– Reaccionan con metales activos desprendiendo hidrógeno.
– Reaccionan con los carbonatos produciendo efervescencia.
– Reaccionan con sustancias básicas, neutralizando sus propiedades.

Características experimentales de las bases

Algunas de las propiedades características de las sustancias básicas son:
– Sabor cáustico.
– Devuelven el color azul al tornasol, coloreado de rojo por los ácidos.
– Colorean de rojo la fenolftaleína.
– En disolución conducen la corriente eléctrica.
– No reaccionan con los metales activos.
– Reaccionan con las sustancias ácidas, neutralizando sus propiedades.

Teoría de Arrhenius

El químico sueco S. Arrhenius propuso una teoría para explicar el comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta teoría:
Acido es toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidrógeno (H+).
Base es toda sustancia que en disolución acuosa cede iones hidróxilo (OH-).
Ejemplo: Son ácidos sustancias como HNO3, H2SO4, HCl, etc., pues en agua se disocian dando H+.

acidos base 1
acidos base 2

Reacciones de neutralización

Son las que se llevan a cabo entre los acidos y las bases. De acuerdo con la teoría de Arrhenius la reacción de los ácidos y de las bases da lugar a la sal correspondiente y agua (de los H+ del ácido y los OH- de la base)

acidos base 3

Masas equivalentes

Masa equivalente de un ácido es la cantidad de dicho ácido que proporciona 1 mol de iones H+.

Así, la masa equivalente del ácido clorhídrico, HCl, es 36,5 g y la masa equivalente del ácido sulfúrico, H2SO4, es 98/2 = 49 g.

Masa equivalente de un hidróxido es la cantidad hidróxido que proporciona 1 mol de iones OH-.
Así, la masa equivalente del hidróxido de sodio es 40/1 = 40 g. y la masa equivalente del hidróxido de calcio es 74/2 = 37 g.

Teoría de Brönsted-Lowry

La teoría de Arrhenius es claramente insuficiente y está restringida a disoluciones acuosas, pues considera bases únicamente a los hidróxidos, excluyendo sustancias típicas como el amoníaco.

Según la teoría de Bronsted y Lowry:
acidos base 4

Se puede observar que si la sustancia HA es ácida, la sustancia A- es básica y, por ello, se denomina base conjugada de HA. Así el ión cloruro Cl- es la base conjugada del ácido HCl. De igual forma el compuesto BH+ es el ácido conjugado de la base B.

El amoníaco es una sustancia básica porque en disolución capta los iones H+ de un ácido, según la reacción
NH3 + H+ Û N H4
+
El ión amonio NH+ es el ácido conjugado del amoníaco.

Constante de acidez y basicidad

Dado que las reacciones anteriores son equilibrios químicos, se puede determinar el valor de su constante de equilibrio,
HA —–> H+ + Ay
Ka = [A-] [H+] / [HA] donde Ka se denomina constante de acidez del ácido HA.
De igual forma, en el equilibrio
B + H+ Û BH+
su constante de equilibrio es
Kb = [BH+] / [B] [H+] donde Kb se denomina constante de basicidad de la base B.

Fortaleza de ácidos y bases

Un ácido o una base son tanto más fuertes cuanto más desplazados hacia la derecha se encuentren los equilibrios anteriores. Es decir, Ka y Kb son una medida de la fortaleza de los ácidos y de las bases. Cuanto mayor sea el valor de Ka y Kb, mayor será su fortaleza como ácido y como base.

Son ácidos fuertes: H2SO4, HNO3, HClO4, cuyas Ka son prácticamente de valor infinito. Son ácidos débiles, el acético, cítrico, carbónico (H2CO3), etc.

Son bases fuertes el NaOH, K OH, y débiles el Fe (OH)3, amoníaco, etc.

A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil y viceversa; a un ácido débil se corresponde una base conjugada fuerte.

A una base fuerte, le corresponde un ácido conjugado débil y a una base débil le corresponde un ácido conjugado fuerte.

Reacciones ácido-base

De acuerdo con la teoría de Brönsted y Lowry, las reacciones de los ácidos y de las bases son reacciones de transferencia de protones (del dador o ácido al aceptor o base).

acidos base 5

Propiedades ácido-base del agua

El agua, H2O, tiene propiedades de ácido y de base, debido a la existencia del equilibrio:

acidos base 6

Concepto de pH

El pH de una disolución es el logaritmo decimal con signo negativo del valor de la concentración de iones de hidrógeno. El pH es una medida de la acidez de una disolución:
pH = – lg [H+]
o en agua
pH = – lg [H3O+]
El agua pura tiene un pH de valor 7:
pH = – lg [H3O+] = – lg (10-7) = 7
En general, toda disolución cuyo pH = 7 se denomina disolución neutra.
Si el pH de una disolución acuosa es menor de 7 (pH < 7), la disolución es ácida. Tanto más ácida cuanto menor sea su pH. Si el pH de una disolución acuosa es mayor de 7 (pH > 7), la disolución es básica y tanto más cuanto mayor sea su pH.

Volumétricas de neutralización

Las reacciones de los ácidos con las bases se denominan reacciones de neutralización. El punto final de una reacción de neutralización viene dado por el viraje de unas sustancias denominadas indicadores (fenolftaleína, tornasol, naranja de metilo, etcétera).

Las reacciones ácido-base se realizan de forma que:
masa equivalente ácido = masa equivalente base o bien:
Va X Na = Vb X Nb
donde Va y Vb son los volúmenes de disolución ácida y básica empleados, y Na y Nb son las normalidades de las disoluciones ácida y básica.
La normalidad es la concentración de una disolución expresada en nº.equivalentes / V(l).
En general, la normalidad de un ácido es la molaridad por el número de hidrógenos o valencia del ácido Na = Ma · valencia, y la normalidad de una base es la molaridad por la valencia de la base o número de hidrógenos que capta o de OH- que posee:
Nb = Mb · valencia

Hidrólisis

Es la reacción ácido-base que sufre una sal disuelta en agua. Una base es un compuesto iónico formado por los iones de los ácidos y bases que los originan. Al disolver una sal en agua, ésta se disocia en iones, que dado su carácter ácido o básico, reaccionarán con el agua (hidrólisis). La constante de equilibrio de una reacción de hidrólisis se denomina constante de hidrólisis Kh.

Las sales que proceden de ácidos y bases fuertes no producen hidrólisis, pues sus iones son ácidos y bases conjugados muy débiles (Na Cl, Na2SO4).

Las sales que proceden de ácidos fuertes y bases débiles producen reacciones de hidrólisis de carácter ácido.
Ejemplo: El NH4 Cl, al disolverlo en agua, se disocia en Cl- (base conjugada débil de ácido fuerte que no se hidroliza) y en iones NH4+ (ácido conjugado de una base débil (NH3). Estos iones amonio reaccionan con el agua:
NH+ + H2O NH4 OH + H+
acidez
La constante de hidrólisis de este tipo de sales es
Kh = 10-14 / Kb
Las sales que proceden de ácido débil y base fuerte producen reacciones de hidrólisis de carácter básico.
Ejemplo: El carbonato de sodio (Na2 CO3) se disocia al disolverlo en agua en iones Na+ [ácido conjugado débil de base fuerte (Na OH) que no se hidroliza]
y en iones carbonato CO3 2- o (base conjugada del ácido débil H2 CO3).

Estos iones reaccionan con el agua (hidrólisis):
acidos base 7

Disolución amortiguadora

Una disolución amortiguadora o tampón es aquella que mantiene constante el valor de su pH, aunque se le añada un ácido o una base. Las disoluciones tampón están formadas por la disolución de un ácido débil y una de sus sales de base fuerte (ácido acético, acetato de sodio), o bien una disolución de base débil y una de sus sales de ácido fuerte (amoniaco-cloruro de amonio).

Teoría de Lewis

Es una teoría electrónica de ácidos y bases, según la cual:
Acido es toda sustancia capaz de aceptar pares electrónicos.
Base es toda sustancia capaz de ceder pares electrónicos.

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