Propiedades Acidos Y Bases

• Ácidos

Los ácidos son sustancias que pueden disociarse para formar un ion hidrógeno y así aumentar la concentración de iones H+(ac) en soluciones acuosas. Dado que un átomo de hidrógeno consiste en un protón y un electrón, H+ no es más que un protón, y así se lo denomina. Por ello, es común llamar a los ácidos donadores de protones.

Las moléculas de diferentes ácidos pueden disociarse para formar diferentes números de iones H+. Tanto HCl como HNO3 (ácido nítrico) son ejemplos de ácidos monopróticos, que producen un H+ por molécula de ácido. El ácido sulfúrico (H2SO4) es un ejemplo de ácido diprótico, que produce dos iones H+ por molécula de ácido. La disociación del H2SO4 y otros ácidos dipróticos ocurre en dos pasos:

H2SO4  H+(ac) + HSO4- (ac) (1)

HSO4- (ac)  H+ (ac) + SO42- (ac) (2)

Aunque el H2SO4 es un electrolito fuerte (disociación total), sólo la primera disociación es completa. Así, las soluciones acuosas de ácido sulfúrico contienen una mezcla de H+(ac), HSO4-(ac) y SO42-(ac).

• Bases

Las bases son sustancias que aceptan (reaccionan con) iones H+. Los iones hidróxido OH- (llamados oxhidrilo o hidroxilo) son básicos porque reaccionan fácilmente con iones H+ para formar agua, esta reacción se denomina neutralización:

H+(ac) + OH- (ac)  H2O (l) (3)

Así, cualquier sustancia que aumenta la concentración de OH-(ac) cuando se agrega al agua es una base. Los hidróxidos iónicos como NaOH (hidróxido de sodio), KOH (hidróxido de potasio) y Ca(OH)2 (hidróxido de calcio) se cuentan entre las bases más comunes. Cuando éstas de disuelven en agua, se disocian en sus iones individuales, introduciendo OH- en la solución.

También pueden ser bases algunos compuestos que no contienen iones OH-. El amoníaco (NH3), por ejemplo, es una base común; cuando se burbujea (es un gas en condiciones ambientales) en agua acepta un H+ de la molécula de agua y por tanto aumenta la concentración de iones OH- en la solución:

NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH- (ac) (4)

Dado que sólo una fracción del NH3 forma iones NH4+ (amonio) y OH-, el amoníaco es un electrolito débil.

Acidos y bases fuertes y débiles

Los ácidos y bases que son electrolitos fuertes (que se disocian totalmente en solución) se denominan ácidos fuertes y bases fuertes. Los que son electrólitos débiles (parcialmente disociados) se denominan ácidos débiles y bases débiles. Los ácidos fuertes son más reactivos que los débiles cuando la reactividad depende únicamente de la concentración de H+ (ac). Sin embargo, la reactividad de un ácido puede depender del anión, además del H+ (ac). Por ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil; una solución 0,01 M de HF sólo se disocia en un 8%. No obstante el HF es muy reactivo y ataca vigorosamente muchas sustancias, incluso al vidrio. Esta reactividad se debe a la acción combinada de H+ (ac) y F- (ac).

Teorías de ácidos y bases

Los conceptos de ácido (palabra que proviene del latín ácidus: agrio) y de base, antes llamado álcali (que proviene del árabe kali: cenizas de plantas), se conocen desde antiguo por el hecho de que los primeros son sustancias de sabor ácido, que enrojecen el azul de tornasol (colorante) y son neutralizados por las bases o álcalis, los que a su vez azulean el tornasol.

Arrhenius, en 1890, fue el primero que desarrolló una teoría para explicar su comportamiento. Definía a los ácidos como sustancias capaces de dar iones hidrógeno en solución acuosa y a las bases como las que dan ion hidróxido en las mismas condiciones. Ej:

HCl  H+ + Cl- (5)

NaOH  Na+ + OH- (6)

Sin embargo esta teoría, que duró muchos años, presenta una serie de inconvenientes, tales como no poder explicar la existencia de ácidos insolubles en el agua como los ácidos grasos y la existencia de ácidos y bases en otros solventes. Por ejemplo, según Arrhenius, la reacción entre HCl (cloruro de hidrógeno) y NH3 en forma gaseosa no podría catalogarse como una reacción ácido-base:

NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl (s) (7)

Por otro lado, se comprobó que en solución acuosa el protón (H+) está solvatado con agua formando el ion oxonio H3O+, que es estable. Ion oxonio es el nombre que corresponde de acuerdo con la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry, aunque en muchos textos aparece todavía como ion hidronio.

En 1923, Brönsted y Lowry desarrollaron la teoría protónica de ácidos y bases, más general que la teoría iónica de Arrhenius. Definen a un ácido como una especie química capaz de ceder protones y a una base como una especie química capaz de aceptarlos. Obsérvese que no dice que debe ser en solución acuosa, como decía Arrhenius.

Puesto que en el concepto de Brönsted y Lowry se hace énfasis en la transferencia de protones, este concepto también es aplicable a reacciones que no se llevan a cabo en solución acuosa. Por ejemplo, en la reacción entre HCl y NH3 se transfiere un protón del ácido HCl a la base NH3:

HCl + NH3  Cl- + NH4+ (8)

Esta reacción se puede llevar a cabo en fase gaseosa. La película opaca que se forma en las ventanas de los laboratorios de química general y sobre el material de vidrio del laboratorio es principalmente NH4Cl (cloruro de amonio) sólido formado por la reacción (8).

Consideremos otro ejemplo para comparar la relación entre las definiciones de Arrhenius y las definiciones de Brönsted y Lowry de los ácidos y bases: una solución acuosa de amoníaco, en la cual se presenta el equilibrio indicado por la ecuación (4). El amoníaco es una base de Arrhenius porque la adición de amoníaco en agua produce un aumento de la concentración de OH- (ac). Este compuesto también es una base de Brönsted y Lowry porque acepta un protón del agua. La molécula de agua está actuando como un ácido de Brönsted y Lowry porque dona un protón a la molécula de NH3.

Un ácido y una base siempre trabajan juntos para transferir un protón. En otras palabras, una sustancia puede actuar como ácido sólo si otra sustancia se comporta simultáneamente como una base. Para ser un ácido de Brönsted y Lowry, una molécula o ion debe tener un átomo de hidrógeno que pueda perder como ion H+. Para ser una base de Brönsted y

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