Equilibrio Acido-base

Svante August Arrhenius se interesó pronto por el estudio de las soluciones y, en particular, por aquellos que M. Faraday llamó electrolitos indicando con ello que eran sustancias capaces de conducir la electricidad en una solución acuosa o al fundirse.

Arrhenius en su teoría indica que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y aunque las propiedades de ácidos y bases ya eran

conocidas anteriormente y estaban determinadas de forma general, Arrhenius fue el primer científico en demostrar la naturaleza fundamental de ácidos y bases.

A partir de sus experimentos con electrolitos, logró postular su teoría indicando:

- Los ácidos producen iones hidrógeno (H+) en solución acuosa.

- Las bases en iguales condiciones producen iones hidroxilo u oxhidrilo (OH-).

La teoría de Arrhenius se limita a:

1.) Clasificar los ácidos como especies químicas que contienen iones hidrógeno (H+) y bases, como especies químicas que contienen iones hidroxilo (OH-).

2.) Solo se refiere a dilusiones acuosas y se han encontrado reacciones ácido-base que se también se verifican en ausencia de agua.

3.) Siempre que reacciona un ácido con una base en cantidades correctas, se produce una sal y agua. A esto se le denomina neutralización.

Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Por otra parte Arrhenius no era el único con teorías ácido/base para la química inorgánica, si no también Johannes Niclaus Bronsted y Thomas M. Lowry.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,

 Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

 Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

El concepto de ácido y base de Bronsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones.

La concentración de iones H+ indica el grado de acidez, o basicidad, de una disolución acuosa a 250C; sin embargo el uso de exponentes no es sencillo y hace difícil su manejo, por eso el bioquímico danés Sören Peter Lauritz Sörensen propuso que en lugar de concentraciones de ion H+ se usaran sus logaritmos negativos y que este índice logarítmico se representara por el símbolo pH p=potencia). hoy es común llamarlo pH (potencial de hidrogeno).La definición original de Sörensen establece que:

pH= -log[H+] = log 1/ [H+]

Esta definición matemática solo es valida únicamente para condiciones muy diluidas donde los iones H+ no se afectan entre sí ni por la presencia de otros iones. El pH es un índice logarítmico del grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa. Este índice es logarítmico por que se expresa mediante un exponente (en base 10) que es fácil de manejar.

Un indicador ácido-base una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.

Una característica de los indicadores es que la forma ácida (Hln) y la forma básica (ln^), tienen colores diferentes, por ejemplo, amarillo y azul, como en el caso de nuestro ejemplo. De las cantidades de una u otra forma que se encuentran presentes en la disolución, es de lo que depende el

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