Acidos y Bases

Acidos y Bases

1. Teorias de Acidos y Bases

   • ÁCIDOS Y BASES FUERTES
     • De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry, se define un ácido como una sustancia que puede donar un protón y una base como una sustancia que puede aceptar un protón.
       • Los iones hidronio, H3O+, y los iones hidróxido, –OH, son respectivamente, los ácidos y bases más fuertes que existen en soluciones acuosas.
   • ACIDOS Y BASES DEBILES
     • TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY.
       • En contraste con los ácidos fuertes, como el HCl y el H2SO4, el ácido etanoico o acético es un ácido mucho más débil. Cuando el ácido acético se disuelve en agua, la reacción que se muestra a continuación no se lleva a cabo en forma completa.
         • Para Bronsted-Lowry, un Ácido, es una sustancia que cede protones, a otra que lo acepta llamada Base, de ahí se deduce que el ácido y la base deben estar presentes, y nace el concepto de Par Ácido-base conjugado. Como la reacción de disolución acuosa del ácido etanoico o acético es un equilibrio, puede describírsela mediante una expresión para la constante de equilibrio.
           • Para soluciones acuosas diluidas la concentración de agua es esencialmente constante (55 mol/L), de manera que la expresión de la constante de equilibrio puede rescribirse en términos de una nueva constante, Ka, llamada constante de acidez.
             • A 25ºC, la constante de acidez del ácido etanoico o acético es 1.75 10-5. Para cualquier ácido disuelto en agua, pueden escribirse expresiones similares. Utilizando un ácido hipotético generalizado, HA, la reacción en agua es:
               • Por esta razón, un valor alto de Ka significa que el ácido es un ácido fuerte y un valor pequeño de Ka significa que el ácido es débil. Si la constante de acidez es mayor de 10, a efectos prácticos, el ácido estará totalmente disociado en agua.
   • TEORÍA DE G.N. LEWIS
     • La teoría de ácidos y bases fue ampliada enormemente por G.N. Lewis en 1923. Destruyendo lo que él llamo “el culto del protón”, Lewis propuso que los ácidospodían definirse como receptores de pares de electrones y las bases como donantes de pares de electrones. En la teoría de Lewis, el protón no es el único ácido, sino también muchas otras partículas. Por ejemplo, el cloruro de aluminio y el trifluoruro de boro reaccionan con aminas en la misma forma que lo hace un protón.
       • En los ejemplos anteriores, el cloruro de aluminio y el trifluoruro de boro aceptan el par de electrones de la amina lo mismo que sucedería con un protón. Esto se debe a que los átomos centrales de aluminio y boro sólo tienen un sexteto de electrones y por lo tanto son deficientes de electrones. Las bases son bastantes similares tanto en la teoría de Lewis como en la teoría de Bronsted-Lowry.
   • TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE SVANTE AUGUST ARRHENIUS
     • Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.
       • · Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua. · Las bases liberan iones hidróxido en agua.
         • La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

2. Concepto de PH Y POH

   • El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
     • Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno
       • Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7
         • El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
           • Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, tenemos que:
   • El pOH
     • El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:
       • pOH = − log10.[OH − ]
         • En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua:
           • H2O ↔ H+ + OH- o también, 2H2O ↔ H3O+ + OH-
             • Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7
               • Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7. Por lo tanto, pH + pOH = 14

3. Escala de PH

   • El pH es una medida usada para la acidez o la alcalinidad, que indica el valor de la concentración de iones hidronios [H3O^+] que se encuentran presentes en una solución. Lee todo en: Escala del pH |
     • El químico danés Sorensen, definió el concepto de pH, cuyas siglas significan, “potencial de hidrógeno”, siendo éste, el logaritmo negativo con base 10 de la concentración molar de los iones de hidrógeno
       • [H3O^+] > [ OH^-] → pH < 7 ; Disoluciones ácidas. [H3O^+] = [ OH^-] → pH = 7; Disoluciones neutras. [H3O^+] < [ OH^-] → pH > 7; Disoluciones básicas. Lee todo en: Escala del pH |
         • Si representamos esta escala en una recta, la parte izquierda de ésta, es decir del 0 al 6, son los valores que indican la acidez, la cual aumenta su intensidad, cuanto más se aleja el valor neutro, es decir del número 7, siendo la parte derecha de la recta de valores la representante de los valores básicos, que van del 8 al 14, o lo que es lo mismo, se dice que, las disoluciones ácidas son aquellas con pH menor de 7, siendo las disoluciones alcalinas, mayores de 7. Lee todo en: Escala del pH |
           • Jugos gástricos → pH 1.0 – 2.0 Jugo de limón → pH 2.4 Orina → pH 4.8 – 7.5 Saliva → pH 6.4 – 6.9 Leche de vaca → pH 6.5 Agua pura → pH 7.0 Sangre → pH 7.3 – 7.4 Limpiador con amoniaco → pH 11 – 12