Acidos y bases. Teoría de Arrhenius

QUÍMICA DE 2º BACHILLERATO TEMA 6

TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES.

INDICE:

TEMA 6: ÁCIDOS Y BASES.............................................................................................................1

1.- INTRODUCCIÓN HISTÓRICA:...................................................................................................1

2.- TEORÍA DE ARRHENIUS............................................................................................................2

2.1. Reacción de neutralización........................................................................................................3

2.2. Dificultades de la teoría de Arrhenius.......................................................................................3

3.- TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY..............................................................................................3

3.1. Ácidos y bases conjugados........................................................................................................4

3.2. Reacción de neutralización........................................................................................................4

3.3. Anfolitos y sustancias anfóteras................................................................................................5

4.- TEORÍA DE LEWIS.......................................................................................................................5

5.- FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES..................................................................................................6

6.- ÁCIDOS POLIPRÓTICOS.............................................................................................................8

7.- IONIZACIÓN DEL AGUA............................................................................................................8

8.- DISOLUCIÓNS ÁCIDAS, BÁSICAS E NEUTRAS....................................................................9

9.- CONCEPTO DE pH.....................................................................................................................10

10.- CÁLCULO DEL pH DE DISOLUCIONES DE ÁCIDOS Y BASES.......................................11

10.1. Ácidos fuertes........................................................................................................................11

10.2. Ácidos débiles. .....................................................................................................................11

11.- PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DE LAS DISOLUCIONES DE SALES. HIDRÓLISIS........11

11.1. Disolución de una sal de ácido fuerte y base fuerte..............................................................11

11.2. Disolución de una sal de ácido débil y base fuerte................................................................12

11.3. Disolución de una sal de ácido fuerte y base débil...............................................................12

11.4. Disolución de una sal de ácido débil y base débil.................................................................13

12.- DISOLUCIONES REGULADORAS O AMORTIGUADORAS..............................................13

12.1. Cálculo del pH de una disolución reguladora:......................................................................14

12.2. Estudio de la acción reguladora.............................................................................................14

13.- INDICADORES.........................................................................................................................15

14.- VALORACIONES ÁCIDO-BASE............................................................................................15

14.1. Curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.................................................16

1.- INTRODUCCIÓN HISTÓRICA:

Ya en las culturas de Babilonia y Egipto algunas de las sustancias que actualmente

conocemos con el nombre de ácidos se empleaban en la metalurgia, en la producción de tintes y en

el curtido de las pieles de animales.

Los alquimistas medievales usaron los ácidos como disolventes de los metales, paso previo

para transmutarlos en oro. También emplearon ciertas aguas ardientes o álcalis (del árabe al kali =

cenizas vegetales) cáusticos que hoy denominamos hidróxidos o bases (del griego basis =

fundamento para la obtención de sales).

En el siglo XVII, el químico Robert Boyle realizó la primera descripción sistemática de las

propiedades de los ácidos:

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a) Disuelven la muchas sustancias.

b) Enrojecen el color azul de algunos pigmentos vegetales.

c) Pierden sus propiedades al ponerlos en contacto con las bases.

Durante el siglo XVII se conoce el sabor agrio de sus disoluciones acuosas y la

efervescencia que produce su acción sobre el mármol (carbonato de calcio) u otros carbonatos.

Lavoisier (1743-1794), en su Tratado elemental de Química, sistematizou todas las

propiedades anteriores y desarrolló una primera teoría sobre estas sustancias, considerando que sus

propiedades eran debidas a la existencia de oxígeno en su composición (ácido nítrico, ácido

sulfúrico, etc.).

Posteriormente Humphry Davy (1778-1829) demostró que el cloruro de hidrógeno no poseía

oxígeno en su composición y presentaba claras propiedades ácidas, así como otras sustancias (HBr,

HI, HCN, etc.). Estos hechos llevaron a considerar que era la presencia de hidrógeno, en lugar del

oxígeno, en la composición de las sustancias la responsable de que presentara propiedades ácidas,

consideración que quedó establecida definitivamente por Justus von Liebig (1803-1873), que llegó

a la conclusión de que en las reacciones de los ácidos con los metales, estos desplazan al hidrógeno

de los ácidos formando las sales.

Michael Faraday descubrió en 1834 la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas

de ácidos y bases. Todo parecía dispuesto para la elaboración de una teoría de la disociación de

electrólitos.

2.- TEORÍA DE ARRHENIUS.

Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica se llaman

electrólitos.

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la hipótesis de la

disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la conducción eléctrica de las disoluciones

acuosas de sustancias como los ácidos, las bases y las sales, frente al comportamiento de las demás

sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa. Arrhenius consideró que los electrólitos en contacto

con el agua parten su molécula en dos corpúsculos materiales cargados electricamente, a los que llamó

iones. Según su teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en ións positivos (H+ , protones) y

iones negativos (aniones). La disociación en iones de los ácidos puede expresarse mediante

ecuaciones químicas:

HCl  H+ + Cl−

En realidade, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a varias

moléculas de H2O. Permanece aun abierta la cuestión de cuántas moléculas de auga están intimamente

ligadas a un ión H+ . A partir de ahora representaremos un protón en disolución acuosa por la especie

H3O+ , que denominaremos ión oxonio.

H2SO4 + 2 H2O  2 H3O+ + SO4

2−

Este último proceso (ácidos polipróticos = ácidos con varios hidrógenos transferibles) se produce en

dos etapas:

H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4

−

HSO4

− + H2O  H3O+ + SO4

2−

que de forma global está representada en la ecuación anterior.

Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos (OH−, hidróxido) según

ecuaciones como:

NaOH  Na+ + OH−

Ca(OH)2  Ca2+ + 2 OH−

La disociación iónica de las sales produce iones positivos, como en las bases, y iones negativos, como

en los ácidos, como vemos en estos casos:

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NaCl  Na+ + Cl−

Ca(ClO3)2  Ca2+ + 2 ClO3

−

Al2(SO4)3  2 Al3+ + 3 SO4

2−

Estos iones o partículas cargadas son los vehículos de la conducción eléctrica en las

disoluciones de electrólitos; las demás sustancias, al no producir iones en disolución, no son

conductoras de la electricidad.

Por lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo

iones H3 O + . Y bases son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones

OH − .

2.1. Reacción de neutralización.

Si el ión H+ es el causante de las propiedades ácidas y el ión OH− lo es de las propiedades

básicas, la reacción de neutralización entre un ácido y una base debe implicar la eliminación de los

iones H+ y OH−. La única manera de que esto ocurra es reaccionando entre si para dar agua. Es decir,

H+ + OH−  H2O

La reacción global entre un ácido y una base es:

A− + H+ + OH− + M+  H2O + M+ + A−

ácido base sal

Por ejemplo la reacción de neutralización

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