Ácidos Y Bases

Introducción:

“Ácidos Y Bases”

Concepto De Acido Y De Base

La Primera Definición Moderna De Ácidos Y Bases Se Debe Al Químico Sueco Svante Arrhenius ( 1859-1927 ), Que Definió Los Ácidos Como Sustancias Que Aumentan La Concentración De Inoes Hidronio En Disolución Acuosa, Y Las Bases Como Las Sustancias Que Aumentan La Concentración De Iones OxidoHidrico ( OH) En Disolución Acuosa. Así, Por Ejemplo El Acido Nítrico (HNO3) Es Un Acido Porque En Disolución Acuosa Reacciona Del Modo Siguiente:

HNO3 + H3O H3O + NO3

Análogamente, El Hidróxido De Potasio ( KOH ) Es Una Base Porque En Disolución Acuosa Reacciona Así:

KOH + H20 K + OH

A Pesar De Que La Teoría De Arrhenius Explica El Comportamiento Acido O Básico De Un Gran Numero De Sustancia, Resulta Aun Muy Limitada. Así Por Ejemplo, No Permite Explicar El Carácter Básico Del Amoniaco (NH3). Un Enfoque Mas Amplio Fue Dado Por El Químico Danés Bronsted ( 1879 – 1956 ) Y Por El Químico Ingles Lowry (1874- 1936). Quienes Definieron Un Acido Como Aquella Sustancia Capaz De Ceder Un Protón O Otra Sustancia Capaz De Aceptar Un Protón De Un Acido. Es Decir, Un Acido Es Un Dador De Protones Y Una Bases Es Un Receptor De Protones . La Teoría De Brinsted Y Lowry Permite Subsanar El Problema Que Planteaba El Comportamiento Del Amoniaco. En Efecto , Las Soluciones Acuosas De Amoniaco Son Básicas, Puesto Que El Agua Actúa Como Acido , Cediendo Un Protón A La Molécula De NH3, Que Actúa Como Una Base :

NH3 + H2O = NH4 + OH

En General, Cualquier Reacción Acido-Base Según La Teoria De Bronsted Y Lowry Puede Representarse Del Modo Siguiente:

Acido Base = Acido Base

Donde El Acido A Y La Base A Representan Un Par Conjugado, Y El Acido B Y La Base B Representan Otro Par Conjugado . Los Miembros De Un Par Conjugado Únicamente Difiere En Un Protón. Se Dicen Que Un Acido Es Fuerte Cuando Su Base Conjugada Es Débil. Análogamente, Una Base Es Fuerte Cuando Su Acido Conjugado Es Débil. Las Sustancias Que, Como El Agua, Puede Comportarse Indistintintamente Como Ácidos O Como Bases Reciben El Nombre De Anfiproticas O Anfóteras.

Teoría De Arrhenius De Los Acidos Y Las Bases.

Los Ácidos ( Del Latin Acidius, Agrio) Son Sustancias Que Reacciona Fácilmente Con Las Bases O Alcalis (Del Arabe Al Kali, Cenizas De Una Planta) Obteniéndose Al Neutralizarse Las Sales. En El Siglo XIX Arrhenius Sugirió Que Los Ácidos Son Sustancias Que Se Disocian Dando Iones Hidrogeno , H. Las Bases, En Cambio Disociarse Dan Iones Hidroxilo OH. Las Propiedades Características De Una Disoluciones acuosas De Los Ácidos Se Deben A Los Iones H, Mientras Que Las De Las Bases Se Deberán A Los Iones OH.

Un Acido Fuerte Es Aquel Que, En Disolución Acuosa, Se Encuentra Totalmente Disociado; Mientras Que Un Acido Débil Solamente Se Disociara Parcialmente, Quedando Sin Disociar Una Gran Parte Del Mismo. Esta Teoría Permite Comprender La Facilidad Con Que Reaccionan Los Ácidos Y Las Bases Neutralizándose; Ello Se Debe A La Combinación De Sus Iones Característicos, H Y OH Formándose Moléculas De Agua.

Teoría De Bronsted Y Lowry.

A Medida Que Aumentaban Los Conocimientos Sobre Estructura Atómica Se Pensó Que Era Muy improbable Que Un Ion Tan Pequeño Como El H. En Realidad El Protón, Como Todos Los Iones , En Disolución Acuosa Esta Hidratado Y , Debido A Su Pequeño Tamaño, Es Capaz De Aproximarse Mas A La Molécula De Disolvente.

Fuerza Relativa De Los Ácidos Y De Las Bases.

Según La Teoría De Arrheniuns Un Acido O Una Base Son Fuertes Cuando En Disolución Acuosa Se Encuentran Totalmente Disociados Y Débiles Cuando Se Disocian Muy Poco. Análogamente, La Teoría De Bronsted Y Lowry Dice Que El Acido Es Fuerte Cuando Tiene Una Gran Tendencia A Ceder Un Protón A Otra Molécula ,Y La Base Es Fuerte Cuando La Tendencia Es Captarlo. Esta Tendencia A Ceder O Captar El Protón Es Relativa Y Depende De La Sustancia Frente A La Que Actúa. Por Ello Tomamos Siempre Una Misma Sustancia Clasificar Las Fuerzas De Los Ácidos Y De Las Bases Según Se La Aptitud Al Transferir O Captar Un Protón De Agua. La Medida Cuantitativa De Estas Fuerzas Es La Constante De Disociación De Un Acido O De Una Base.

Teoría De Lewis De Los Ácidos Y Bases

Existen Sustancias Que No Contienen Iones Hidrogeno Y En Cambio Se Comportan Como Ácidos. El Carácter Acido De Estas Sustancias Y Otras No Se Pueden Explicar Por Las Teorías Hasta Ahora Expuestas. En 1923 Lewis Enuncio Una Teoría Mas General Y La Desarrollo Posteriormente En 1938. Según Ella, El Acido Es Toda Sustancia, Molecular O Iónica, Que Puede Aceptar Un Par De Electrones Para Compartirlos. La Unión De Una Molécula De Acido Con Otra ,U Otras , De Base Es Simplemente La Formación De Un Enlace Covalente Coordinado. Aunque La Teoría De Lewis Es Mas General, En Disolución Acuosa Nos Basta Con La Teoría De Bronsted Y Lowry.

Autoionización Del Agua. (Escala De PH)

Se Comprueba Experimentalmente Que El Agua Pura Tiene Una Pequeña Conductividad Eléctrica ; Por Lo Tanto , Debe Existir Iones, Aunque En Pequeña Concentración. Ello Implica La Existencia De Un Equilibrio Acido-Base Llamado Autoionizacion.

Hidrólisis

La Hidrólisis Es Una Reacción Acido- Base Producid Al Disolver Determinadas Sale En Agua. La Reacción Se Produce Entre Uno De Los Iones De Sal Y El Agua. Pero No Todos Los Iones Provenientes De La Disociación Iónica De Las Sales Pueden Dar Lugar A Esta Reacción, Sino Solamente Los Iones Negativos Derivados De Ácidos Débiles Y Los Iones Positivos Derivados De Bases Débiles. Al Recordar Que Los Primeros Son Bases Moderadamente Fuertes Y Los Segundos, Ácidos También Moderadamente Fuertes. Desde El Punto De Vista Cualitativo Pueden Darse Los Cuatro Casos De Comportamiento Frente A La Hidrólisis.

Sales De Acido Fuerte Y Base Fuerte

Estas Sales No Se Hidrolizan Ya Que Sus Iones Son De Los Que No Reaccionan Con El Agua. La Disolución Por Lo Tanto Contiene La Misma Cantidad De Iones H3O Que De OH Y Es Neutra.

Sales De Acido Debil Y Base Fuerte.

En Estas Sales Solamente

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