Ácidos y Bases

Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa aporta iones hidrógeno H⁺. Una base es una sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH⁻ al medio. Por ejemplo el hidróxido potásico: KOH → OH⁻+ K⁺ (en disolución acuosa)

 

Brönsted y Lowry (1923)

Teoría de Brönsted y Lowry:

Un ácido es una especie que dona un protón. Una base es una especie química que acepta un protón. Por ejemplo el amoniaco en disolución acuosa:
NH_{3 (base)} + H₂O_(ácido) ↔ NH₄⁺_{(ácido conjugado)} + OH^– _{(base conjugada)}

 

Gilbert N. Lewis (1938)

Teoría de Lewis:

Un ácido es una especie que acepta un par de electrones de otra especie. Una base es una sustancia que puede donar un par de electrones.

Clasificación General de los Ácidos:

Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios expuestos a continuación.

• ÁCIDOS INORGÁNICOS O MINERALES:
  • Hidrácidos: compuestos binarios con fórmula HX, donde X es un no-metal (halógeno o anfígeno): HF  ác. fluorhídrico  HBr  ác. bromhídrico, HCl  ác. clorhídrico…

• • Oxácidos u Oxoácidos: compuestos ternarios con fórmula H_aX_bO_c, donde X es un no-metal o metal de transición: H₂SO₄ ác. sulfúrico  H₂SO₃ ác. sulfuroso  H₂CO₃ ác. carbónico…

• ÁCIDOS ORGÁNICOS:
  • Monocarboxílicos: compuesto orgánico con 1 grupo carboxilo (-COOH). CH₃CH₂CH₂COOH…
    
  • Dicarboxílicos: compuesto orgánico con 2 grupos carboxilo (-COOH).  HOOC-(CH₂)-COOH…
  • Policarboxílicos: compuesto orgánico con más de 2 grupos carboxilo (-COOH). Ej: ácido cítrico
  • Sulfónicos: compuesto con fórmula R–S(=O)₂–OH donde R es una cadena carbonada. Ej: CH₃SO₂OH

• SEGÚN LA FUERZA DEL ÁCIDO:
  • Ácidos Fuertes: en disolución acuosa se disocia completamente (HA → H⁺ + A^–). HCl, H₂SO₄ …
  • Ácidos Débiles: en disolución acuosa se disocia parcialmente (HA ↔ H⁺ + A^–). CH₃COOH, HCN …
• SEGÚN ÁTOMOS DE H QUE DONAN:
  • Ácidos Monopróticos: capaces de donar 1 protón por molécula en la disociación. HCOOH, C₆H₅COOH
  • Ácidos Dipróticos: capaces de donar 2 protones por molécula en la disociación. H₂SO₄ …
  • Ácidos Polipróticos: capaces de donar más de 2 protones por molécula. H₃PO_{4 …}

Propiedades de los Ácidos:

• Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
• Cambian el color del papel tornasol
• Son corrosivos.
• Producen quemaduras de la piel.
• Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
• Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
• Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

Aplicaciones de los ácidos:

• Eliminación de herrumbre y otra corrosión de los metales
• Electrólitos de una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil.
• Procesamiento de minerales. Por ej. los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido fosfórico para la producción de fertilizantes
• En la industria química, en reacciones de neutralización para producir sales. Por ej. el ácido nítrico reacciona con amoníaco para producir nitrato de amonio, un fertilizante.
• Los ácidos carboxílicos pueden ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres.
• Catalizadores; por ej: el ácido sulfúrico en la alquilación para producir gasolina.
• Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación.
• Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes.

Medida de la Acidez y Basicidad:  

• Constante de acidez K_a: mide el grado de disociación de un ácido débil (HA ↔ A^–+H₃O⁺). K_a= [A^–]·[H₃O⁺] / [HA]
• Constante de basicidad K_b :mide el grado de disociación de una base débil (B ↔ BH⁺+OH^–). K_b= ([BH⁺]·[OH^–]) / [B]
• Constante de equilibrio del agua K_w: K_w= [H₃O⁺]·[OH^–] = K_a· K_b = 10^-14
• El pH: pH = -log₁₀[H⁺]. Además, pH + pOH = 14
• El pOH: -log₁₀[OH^–]. Además, pH + pOH = 14
• pK_a: pK_a = – log10 K_a
• pK_b: pK_b = – log10 K_b

Los Anfóteros:

Los Anfóteros son sustancias que pueden actuar tanto como ácidos o como bases dependiendo del medio en que se encuentren.

Las Soluciones Amortiguadoras:

Las Soluciones Amortiguadoras, Buffer o Tampón son aquellas que tienen la capacidad de mantener constante el pH al añadir cantidades pequeñas de ácidos o bases.

Ejemplos de Ácidos y Bases:

Sustancia		pH aproximado
Ácidos		0
	Drenaje minero ácido (DMA)	<1,0
	Ácido de una Batería	<1,0
	Ácido gástrico	2
	Vinagre	2,5 – 2,9
	Jugo de naranja o manzana	3,5
	Cerveza	4,5
	Café	5
	Leche	6,5
	Agua	7
Bases	Sangre	7,38 – 7,42
	Agua de mar	8
	Jabón	9,0 a 10,0
	Lejía	13
		14

Ejercicios de Ácidos y Bases:

• cálculo de pH a partir de Ka
• cálculo de pH a partir de Kb
• cálculo de pH de Ácido Fuerte
• cálculo de pH de Base Fuerte
• cálculo de pH conociendo la Molaridad
• cálculo de [H3O] y [OH] a partir de pH
• cálculo de [H+] a partir de Ka y concentración molar
• cálculo de [OH-] a partir de Kb y concentración molar
• cálculo de Ka a partir de grado de disociación y concentración molar
• cálculo de Ka a partir de [H+] y concentración molar
• cálculo de Kb a partir de pH y concentración molar