Ácidos y Bases

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:
NH3 (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 HaXbOc, 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 RS(=O)2OH 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. H3PO4

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 Ka: mide el grado de disociación de un ácido débil (HA ↔ A+H3O+). Ka= [A]·[H3O+] / [HA]
  • Constante de basicidad Kb :mide el grado de disociación de una base débil (B ↔ BH++OH). Kb= ([BH+]·[OH]) / [B]
  • Constante de equilibrio del agua Kw: Kw= [H3O+]·[OH] = Ka· Kb = 10-14
  • El pH: pH = -log10[H+]. Además, pH + pOH = 14
  • El pOH: -log10[OH]. Además, pH + pOH = 14
  • pKa: pKa = – log10 Ka
  • pKb: pKb = – log10 Kb

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

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