Este documento describe las propiedades fundamentales de los ácidos y las bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales, carbonatos y bicarbonatos, mientras que las bases tienen sabor amargo. Además, presenta tres teorías sobre la naturaleza química de los ácidos y las bases: la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Finalmente, define los electrolitos y explica el concepto de pH.

1. ÁCIDOS Y BASES
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el
jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un
sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos
cuantos cientos de años que se descubrió por qué
estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido,
en realidad, proviene del término Latino acere, que
quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes
definiciones de los ácidos y las bases en este capítulo
introduciremos los fundamentos de la química de los
ácidos y las bases
PROPIEDADES GENERALES
)
ÁCIDOS
 Poseen un sabor AGRIO, por ejemplo el vinagre
(ácido acético), el limón (ácido cítrico), el yogurt
(ácido láctico).
 Algunos metales activos (IA, IIA, Zn, Mg,...)
reaccionan con los ácidos desprendiendo
hidrógeno (H2).
Ejemplo: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
 Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos
produciendo dióxido de carbono (CO2).
 Modifican el color de las sustancias denominadas
indicadores. Uno de los indicadores más antiguos
es un tinte vegetal denominado tornasol (vuelve
de color rojo las disoluciones ácidas) y el otro
indicador más habitual en un laboratorio es la
fenoltaleína (en medio ácido la disolución con
fenolftaleína es incolora)
 Conducen la corriente eléctrica cuando están
disueltas en agua.
BASES
 Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto,
ejemplo: el jabón.
 Modifican el color de las sustancias denominadas
indicadores: vuelve de colorazul las básicas y en
medio básico la disolución con fenolftaleína es
roja grosella.
 Conducen la corriente eléctrica cuando están
disueltas en agua.
 Neutralizan a los ácidos (antiácidos)
TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES
)
Para poder definir en forma más objetiva, si una
sustancia es ácida, se han podido establecer ciertas
relaciones con su estructura interna, resultando así las
siguientes teorías.
1. TEORÍA DE S. ARRHENIUS
A finales de 1800, el científico sueco Svante
Arrhenius propuso que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones
individuales. Arrhenius sugirió que los:
ÁCIDOS.-Son sustancias que (al disolverse en
agua) producen iones H+.
Ejemplo:
HCl(ac) → H+1 + Cl-1
BASES.-Son compuestos que (al disolverse en
agua) originan iones (OH) –
Ejemplo:
NaOH(ac) → Na+1 + OH-1
Nota:
 La teoría de Arrhenius se aplica únicamente
en soluciones acuosas
 Según
Arrhenius,
la
reacción
de
neutralización ocurre así:
H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)
2. TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY
En 1923, los químicos Brönsted y Lowry (danés
e inglés), por separado, sugirieron un nuevo
concepto para ambas especies químicas:
ÁCIDOS.-Es toda sustancia capaz de ceder uno o
más protones (H+). Es un dador de protones.
BASES.-Es un aceptor de protones, es toda
sustancia capaz de ganar uno o más protones.
Ejemplo:
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2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
HNO3
ácido
+
NH3
base
NO3- + H3O+
base
ácido
conjugada conjugado
H2O
base
+
NH4+ + OHácido
base
conjugado conjugada
H2O
ácido
Nota:
Las sustancias como el agua que se comportan
como ácido o como base se les denominan
ANFÓTERO
3. TEORÍA DE G.N. LEWIS
La teoría Brönsted tiene el inconveniente de que
hay bastantes sustancias que presentan
propiedades ácidas sin disponer de átomos de H
ionizables en su molécula. G.N. Lewis, en 1938,
como extensión a su teoría sobre el enlace
covalente interatómico, propuso que:
ÁCIDO.-Los ácidos podían definirse como
receptores (aceptores) de pares de electrones
(electrofílico)
BASE.-Las bases las podían definirse como
donadores de pares de electrones (nucleofílico)
Ejemplo:
H
H
N
FH
F
+ B
H F H
ÁcidoBase
F
H
N→B
F
F
Aducto
Nota:
 Los ácidos de Lewis son especies deficientes
de electrones, como los cationes (Fe+3, Ca+2,
etc.) o sustancias cuyo átomo central no
completa el octeto (BH3, AlCl3, etc.)
 Las bases de Lewis son aquellas que contienen
pares de electrones libres (NH3, H2O, Cl-1, etc.)
 La reacción entre un ácido y una base de Lewis
produce un compuesto de coordinación
complejo o aducto.
ELECTROLITOS
)
Un electrolito es aquella sustancia que contiene iones
libres, los que se comportan como un medio
conductor eléctrico. Debido a que generalmente
consisten de iones en solución, los electrólitos
también son conocidos como soluciones iónicas, pero
también son posibles electrolitos fundidos y
electrolitos sólidos. Pueden ser:
1. Electrolitos fuertes.- Es aquella sustancia que al
disolverse en agua, provoca exclusivamente la
formación de iones con una reacción de
disolución prácticamente irreversible.
Ejemplo:
 Ácidos fuertes: HClO4; HI; HBr; HCl; H2SO4
y HNO3.
Reacción de disociación:
HClO4(ac) → H+1 + ClO4-1
0,3M
0,3M 0,3M
 Bases fuertes: NaOH; KOH; RbOH, CsOH;
Ca(OH)2; Sr(OH)2 y Ba(OH)2.
Reacción de disociación:
Ca(OH)2(ac) → Ca+2 + 2 OH -1
0,2M
0,2M 0,4M
 Sales: NaCl, KNO3, etc.
2. Electrolitos débiles.- Es aquella sustancia que se
disocia
en
forma
parcialo
incompleta
(generalmente menos del 5%), por lo tanto
quedará una parte de la concentración inicial del
electrolito en equilibrio con una cierta
concentración de iones disociados. En otras
palabras la concentración del electrolito antes y
después del equilibrio, es decir la inicial y la final
no serán iguales.
Ejemplo:
 Ácidos débiles: HF; HNO2; HCN; CH3COOH;
HCOOH; etc.
 Bases débiles: Mg(OH)2; NH3; etc.
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
)
El agua presenta una conductividad muy baja debido
a que se ioniza en muy poca proporción. Según
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3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
Brönsted, es un anfiprótico: pudiendo actuar como un
ácido o como una base, produciéndose el siguiente
equilibrio:
H2O + H2O
+
Si pH>7; solución básica
De la misma manera puede definirse el pOH:
-
H3O + OH
[H3O+ ][OH ]
[H 2O]
y como la mayor parte de las moléculas de agua no se
disocian, la concentración de agua se puede
considerar constante y englobarla en KW,
obteniendo:
A 25ºC: K C
KW
[H 3O + ][OH - ] 10-14
donde:
KW: producto iónico del agua
Así, podemos distinguir tres tipos de disoluciones
según las proporciones de los iones procedentes de la
ionización del agua:
Neutras: [H3O+] = [OH-] = 10-7
Se cumple a 25ºC:
pH + pOH = 14
Intervalo de pH para Algunas Sustancias Comunes:
Sustancia
Jugo gástrico
Refrescos
Jugo de limón
Vinagre
Cerveza
Orina (humana)
Saliva (humana)
Plasma sanguíneo (humano)
Leche de magnesia
Amoniaco casero
Intervalo de
pH
1,6 – 3,0
2,0 – 4,0
2,2 – 2,4
2,4 – 3,4
4,0 – 5,0
4,8 – 8,4
6,5 – 7,5
7,3 – 7,5
10,5
11 - 12
Ácidas: [H3O+] > 10-7y [H3O+] >[OH-]
Básicas: [H3O+] < 10-7y [H3O+] <[OH-]
POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)
)
Propuesto por Sorensen en 1909. El pH es el
logaritmo decimal del inverso de la concentración de
iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la
concentración de iones hidronio).
De la aplicación de las propiedades de los logaritmos,
y del conocimiento de los valores posibles de la
concentración de iones Hidronio, obtendremos que el
pH puede variar entre 0 y 14; de modo que los tipos
de disoluciones se caracterizarán:
Si: pH=7; solución neutra.
Si pH<7; solución ácida.
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