Reacción Äcido-Base

Reacción Ácido-Base

Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua. La palabra "sal" describe cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base (Na+ del NaOH) y cuyo anión provenga de un ácido (Cl- del HCl). Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente.

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como substancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-) respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

Definición de Bronsted-Lowry

Se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" cationes hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un catión hidrógeno del ácido y su adición a la base.

Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido::

HCl → H+ + Cl−

Definición de Lewis

Define una base (llamada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.

Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

Tipos de Reacciones Ácido-Base

Según el carácter del ácido y de la base reaccionante se distinguen cuatro casos:

Ácido fuerte + base fuerte

Ácido débil + base fuerte

Ácido fuerte + base débil

Ácido débil + base débil

En el momento de la neutralización se cumple que el número de equivalentes de ácido que han reaccionado (N • V) es igual al número de equivalentes de la base (N' • V'):

N • V = N' • V'

Ácido fuerte + Base fuerte: Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.

Ácido débil + Base fuerte: La disolución será básica, ya que será la base la que permanezca en la mezcla.

Ácido Fuerte + Base Débil: La disolución generada sera del tipo ácido, ya que será el ácido el que quede en la mezcla.

Ácido Débil + Base Débil: Si esto sucede, la acidez de una disolución dependera de la constante de ácidez del ácido débil y de las concentraciones tanto de la base como del ácido.

Tabla de Gilbert Lewis

Sustancia PH Naturaleza

Ácido clorhídrico 0.0 Ácido

Jugos gástricos 1.0 Ácido

Jugo de limón 2.3 Ácido

Vinagre 2.9 Ácido

Vino 3.5 Ácido

Jugo de tomate 4.1 Ácido

Café 5.0 Ácido

Lluvia ácida 5.6 Ácido

Orina 6.0 Ácido

Agua de lluvia 6.5 Ácido

Leche 6.6 Ácido

Agua destilada 7.0 Neutro

Sangre 7.4 Básico

Levadura 8.4 Básico

Pasta de dientes 9.9 Básico

Leche de magnesia 10.5 Básico

Agua de cal 11.0 Básico

Amoniaco domestico 11.9 Básico

Hidróxido de sodio 14.0 Básico

Medida de la fuerza de ácidos o bases

La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:

pH = -log [H3O+]

pOH = -log [OH-]

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.

Bicarbonato de Sodio y Vinagre

Bicarbonato de sodio

El bicarbonato de sodio es un compuesto sólido cristalino de color blanco soluble en agua de fórmula NaHCO3. Se puede encontrar como mineral en la naturaleza o se puede producir artificialmente.

Cuando se expone a un ácido moderadamente fuerte se descompone en dióxido de carbono y agua.

Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en

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