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¿Qué son los ácidos y las bases?
Antiguamente, los científicos clasificaron las sustancias, por entonces conocidas, en ácidos, bases y sales. En principio las clasificaron teniendo en cuenta una serie de propiedades semejantes. En el año 1663 Robert Boyle estableció una serie de propiedades comunes a todos los ácidos. Así, un ácido se definía como una sustancia cuya disolución acuosa:
- Reacciona con metales activos (zinc) desprendiendo H2.
- Neutraliza las bases formando sales (pierden sus propiedades).
- Decolora la disolución violácea de la fenolftaleina y colorea de rojo el tornasol.
- Disuelven muchas sustancias.
- En disoluciones diluidas tienen un sabor agrio característico (llamado sabor ácido).
una base se definiría como la sustancia que en disolución acuosa:
- Colorea de rojo violáceo las disoluciones de fenolftaleina y de azul el papel de tornasol.
- Neutraliza los ácidos formando sales (pierden las propiedades características al reaccionar con ácidos).
- Por su suavidad al tacto (hidroliza las proteínas de la piel).
- Precipita a muchas sustancias que son solubles en los ácidos.
- Sabor amargo característico.
Una idea errónea expuesta por Lavoisier era que “el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos y es la presencia de este la que constituye la acidez”. Sin embargo, posteriormente se demostró que existen ácidos que no poseen oxígeno en su molécula (HCl, HCN, H2S, etc.).
En 1838, Liebig definió los ácidos como “compuestos que contienen hidrógeno atómico, en los que este se puede reemplazar por metales”.
Los ácidos con oxígeno y un elemento no metal se los denomina oxiácidos y se obtienen al adicionar agua a un anhídrido:
N2O5 + H2O -> 2HNO3
SO3 + H2O -> H2SO4
Cl2O7 + H2O -> 2HClO4
Los ácidos formados por un no metal y el hidrógeno se denominan hidrácidos:
Cl2 + H2 -> 2HCl
S + H2 -> H2S
Las bases son compuestos formados por oxígeno, hidrógeno y un elemento metálico, en los cuales el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando un anión OH– hidroxilo. Se obtienen adicionando agua a los óxidos:
BaO + H2O -> Ba(OH)2
K2O + H2O -> 2KOH
Teorías sobre ácidos y bases
Se han propuesto, en el transcurro de la historia, diferentes teorías científicas para la definición de compuestos ácidos y básicos, que se listan a continuación:
Teoría ácido-base de Arrhenius
Teoría ácido-base de Brønsted-Löwry
Teoría ácido-base de Lewis
Fuerza de los ácidos y las bases. Constante y grado de disociación
No todas las sustancias capaces de actuar como ácidos ceden un protón con la misma facilidad. Los ácidos son tanto más fuertes cuanto mayor tendencia tienen a ceder un protón.
Análogamente, una base será más fuerte cuanto mayor tendencia tenga a aceptar protones. La fuerza de los ácidos y de las bases puede medirse por la magnitud de su reacción con una sustancia de referencia (el H2O en general).
Los ácidos HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, etc. Son ácidos fuertes porque están totalmente disociados, es decir, el equilibrio de disociación se encuentra totalmente desplazado (hacia la derecha) y los valores de sus constantes serán pues muy elevados.
AH + H2O -> A– + H3O+
Sin embargo, sus bases conjugadas, Cl–, NO3–, SO42-, ClO4–, etc son muy débiles.
Por el contrario, los ácidos CH3-COOH, CNH, CO3H2, etc, son ácidos débiles y sus equilibrios de disociación no están tan desplazados hacia la derecha como consecuencia sus constantes de disociación serán más bajas.
Sus bases conjugadas, CH3-COO–, CN–, CO3=, etc., serán generalmente bases fuertes.
Así pues la medida de la fortaleza de un ácido viene dada por el valor de su constante de disociación que se obtiene aplicando la ley de acción de masas (LAM) al equilibrio de disociación:
Según Arrhenius:
Según Brønsted-Löwry:
Teniendo en cuenta que [H2O] = cte, tenemos que [H3O+] = [H+]
El mismo tratamiento puede hacerse para las bases:
Se llama grado de disociación (α) de un ácido o una base al tanto por uno de él, que se encuentra disociado. Así, en el caso de un ácido, α es el tanto por uno de ácido AH que se encuentra en forma disociada A– y H+.
Si el ácido es fuerte, se encontrará totalmente disociado, por lo que α=1.
Si el ácido es débil, se encontrará parcialmente disociado con valores 0< α< 1.
Supongamos un ácido que se encuentra en una concentración inicial C:
AH <–> A– + H+
Inicial C <–> 0 + 0
Equilibrio C(1-α) <–> Cα + Cα
Ka = [A–]·[H+]/[AH] = c2α2/c(1-α) = cα2/(1-α)
Cuando se trata de ácidos polipróticos la disociación se produce gradualmente, como se se tratara de varios ácidos y cada proceso de equilibrio tiene una correspondiente constante de ionización.
Ej.
H3PO4 <–> H2PO4– + H+
Ka1 = [H2PO4–]·[H+]/[H3PO4] = 1.1·10-2 mol/l
H2PO4– <–> HPO4= + H+
Ka1 = [HPO4=]·[H+]/[H2PO4–] = 7.5·10-8 mol/l
HPO4= <–> PO43- + H+
Ka1 = [PO43-]·[H+]/[HPO4=] = 5.0·10-13 mol/l
Constante de disociación del agua
Como ya se ha mencionado, existen sustancias que se pueden comportar como ácidos o bases, dependiendo frente a quien actúen, estas sustancias se denominan como ya hemos visto sustancias anfóteras, anfipróticas o anfolitos.
Ej.
Al(OH)3 <–> AlO2– + H3O+ (ácido)
Al(OH)3 <–> Al3+ + 3OH– (base)
En el caso del agua se da la reacción de autoprotólisis
H2O + H2O <–> H3O+ + OH–
A1 + B2 <–> A2 + B1
Con aparatos muy sensibles, muestran que aún el agua pura presenta una pequeña conductividad.
K’w = [H3O+]·[OH–]/[H2O]2 -> Kw = K’w [H2O]2 = [H3O+]·[OH–]
Kw cte del producto ionico del agua
El valor de Kw a 25ºC es de 10-14
En el agua pura cada ión H3O+ que se forma está acompañado de un ión OH– por lo que [H3O+] = [OH–] y [H3O+] = [OH–] = = 10-7
Así pues:
Disoluciones neutras:
[H3O+] = [OH–] = 10-7
Disoluciones ácidas:
[H3O+] > 10-7 y [OH–] < 10-7
[H3O+] > [OH–]
Disoluciones básicas:
[H3O+] < 10-7 y [OH–] > 10-7
[OH–] > [H3O+]
Concepto y escala de pH
Efecto nivelador y diferenciador de un disolvente
Los ácidos como el HI, HBr, HCl, HClO4, HNO3, H2SO4, etc están disociados prácticamente en un 100% en disoluciones acuosas no demasiado concentradas. Podríamos concluir que todos estos ácidos tendrían la misma fuerza, lo cual no parece muy razonable si atendemos a las diferencias estructurales existentes entre ellos. La razón reside en el hecho de que el agua se comporta como una base fuerte frente a estos ácidos, reteniendo con intensidad el protón cedido.
El agua en este sentido, nivela las fuerzas de todos estos ácidos fuertes, es por tanto un disolvente nivelador.
Definimos la constante de acidez intrínseca como:
AH <–> A– + H+
KAHa = [A–]·[H+]/[AH]
La del disolvente
DH + H+<–> DH2+
KDHb = [DH2+]/[DH]·[H+]
La constante de acidez real será:
AH +DH <–> A– + DH2+
Ka = [A–]·[DH2+]/[AH]·[DH] = KAHa·KDHb
De la misma forma se obtiene: Kb = KBb·KDHa
Ejemplo:
A1H ; KA1Ha = 105
A2H ; KA2Ha = 10-2
A3H ; KA3Ha = 10-4
DH ; KDHb = 1010 (agua)
—————————–
Ka1 = 1015
Ka2 = 108
Ka3 = 106
Todos son ácidos fuertes
Es el efecto nivelador del disolvente
Ejemplo:
A1H ; KA1Ha = 105
A2H ; KA2Ha = 10-2
A3H ; KA3Ha = 10-4
DH ; KDHb = 102 (metanol)
—————————–
Ka1 = 107 ac. fuerte
Ka2 = 1 ac. normal
Ka3 = 10-2 ac. debil
Este es el efecto diferenciador de un disolvente como el metanol frente a estos ácidos.
Disoluciones reguladoras de pH
