EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE

EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE 

1. ELECTROLITOS. CLASIFICACIÓN. 

Los electrolitos son sustancias, que disueltas en agua, conducen la corriente eléctrica, debido a la presencia de iones en la disolución.

                 Pueden clasificarse, siguiendo distintos criterios, en los siguientes grupos:

[pic 1] 1º grupo 

1. Iónicos: aquellos que, en estado sólido, están formados por iones. Al disolverse en agua se disocian.

Na[pic 2]  Na+ (aq)  +  Cl- (aq)

1. Moleculares: aquellos que están formados por moléculas, no disponen de iones pero los forman en disolución. Se dice que se ionizan.

HCl (g)  +  H2O (l)    →  Cl- (aq)  +  H3O+ (aq)

Los términos “disociación” e “ionización” se utilizan indistintamente. Hacen referencia a la formación de iones en las disoluciones acuosas.

[pic 3] 2º grupo 

1. Fuertes: aquellos que se ionizan prácticamente en su totalidad (sales iónicas, ácidos fuertes y bases fuertes).

Ba(OH)2 (aq)   →   Ba2+ (aq)  +  2 OH- (aq)

1. Débiles: aquellos que se ionizan parcialmente (ácidos y bases débiles). CH3 –COOH (aq)  +  H2O (l)    [pic 4]  CH3 –COO- (aq)  +  H3O+ (aq)

1. TEORÍAS ACERCA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES. 

2.1 Teoría de Arrhenius

Arrhenius, en 1887, investigó el carácter conductor de las disoluciones acuosas de algunos compuestos, llamados electrolitos (ácidos, bases y sales), llegando a formular su teoría de la disociación iónica, según la cual estas disoluciones conducen la corriente eléctrica porque el electrolito se disocia formando iones, es decir, átomos o grupos atómicos con carga eléctrica. Estos iones tienen movilidad en el seno del agua y de ahí el carácter conductor de la disolución.

Dentro de esta teoría, Arrhenius formuló las siguientes definiciones para los ácidos y las bases:

• Ácido es toda especie química que en disolución acuosa se disocia dando iones hidrógeno o protones (H+). 

HA   H2O  A-   +    H+     

por ejemplo:

HCl   H2O  Cl-  +  H+ 

H2SO4   H2O  SO42- + 2 H+ 

• Base es toda especie química que en disolución acuosa se disocia originando iones hidróxido (OH-).

BOH   H2O  B+  +   OH-   

por ejemplo:

NaOH   H2O  Na+   +   OH- 

Ba(OH)2   H2O  Ba2+  +  2 OH- 

Ya que las propiedades características de los ácidos en disolución acuosa se deben a los cationes hidrógeno, y la de las bases a los aniones hidróxido, las reacciones de neutralización, en las que ambas disoluciones pierden sus propiedades, han de consistir simplemente en la combinación de los iones hidrógeno e hidróxido para formar moléculas de agua. Así, cuando se mezclan una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de hidróxido sódico, la reacción de neutralización se puede escribir de la forma siguiente:

HCl (aq)  +  NaOH (aq)   →  NaCl (aq)  +  H2O (l)    es decir:

H+ (aq) +  Cl-  (aq) +   Na+ (aq)  +   OH-  (aq)  →  H2O (l) +  Na+ (aq)  +  Cl- (aq)    

Los iones sodio y cloruro permanecen en disolución sin experimentar cambio alguno. En realidad la reacción de neutralización es:

H+ (aq) +  OH-  (aq)   [pic 5]   H2O (l)

 Todas las reacciones de neutralización son análogas, cualquiera que sea la pareja ácidobase. Como se demuestra por el hecho experimental de que el valor de la entalpía de neutralización, H = - 13,6 Kcal/mol, es siempre constante e independiente de la naturaleza del ácido y de la base que se utilicen.

 La reacción inversa de la neutralización, se conoce con el nombre de reacción de hidrólisis:

Sal  +  Agua   [pic 6]   Ácido  + Base

✔ Limitaciones de la teoría de Arrhenius. 

• Los conceptos de ácido y base, para Arrhenius, dependen de la presencia de agua como disolvente. Sin embargo, se conocen abundantes especies químicas ácidas o básicas en ausencia de agua.
• Hay sustancias que tienen carácter ácido (CO2, SO3, …) y, sin embargo, no poseen hidrógenos en su molécula.
• Hay sustancias que tienen carácter básico (NH3, Na2CO3, …) y, sin embargo, no poseen hidroxilos en su molécula.

2.2 Teoría de Brönsted – Lowry

Las dificultades derivadas de la teoría de Arrhenius condujeron, en 1923, al danés Brönsted y al inglés Lowry, de manera independiente, a proponer una definición más general de ácidos y de bases.

 La gran diferencia respecto a la teoría de Arrhenius es que la de Brönsted y Lowry considera el comportamiento de ácidos y de bases no de una forma aislada, sino como algo relacionado. Es decir, un ácido para actuar como tal, necesita la presencia de una base y viceversa. Según esta teoría:

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