Teoría ácido-base

Teoría de Arrhenius

Arrhenius propuso que un ácido es una especie química que en disolución es capaz de ceder iones hidrógeno (H⁺). Una base es aquella que en disolución es capaz de ceder iones hidróxido (OH^–).

Esta teoría no justifica el comportamiento básico de sustancias como el NH₃ o los carbonatos. Además, limita el comportamiento ácido-base a sustancias neutras solubles en agua y solo se aplica a disoluciones acuosas.

Ejemplos:

• HCl → H⁺ + Cl^–
• NaOH → Na⁺ + OH^–

Teoría de Bronsted-Lowry

Un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (H⁺) y una base es capaz de captar protones (H⁺).

El disolvente (H₂O) actúa como ácido o base según con quien intervenga en la reacción, se denomina anfótera.

Ácidos y bases conjugados

Para que el ácido pueda ceder protones, tiene que haber una base que los capte.

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.

Ácidos fuertes

Son aquellos que en disolución acuosa se disocian totalmente.

Ácidos débiles

Son aquellos que en disolución acuosa se disocian parcialmente.

Los ácidos débiles se caracterizan por una constante de acidez (K_a). Cuanto más pequeña sea K_a, más débil será el ácido.

Para las bases existe la constante de basicidad (K_b).

Cuanto más débil sea un ácido, más fuerte será su base conjugada y cuanto más débil sea una base, más fuerte será su ácido conjugado.

Ionización del agua

Como el agua es anfótera, puede ceder y captar protones. También lo hace entre moléculas iguales, proceso que se llama autoionización (H₂O ↔ H⁺ + OH^–).

La constante de equilibrio para este proceso es K_w, el producto iónico del agua. A 25 °C, K_w = 1,00 x 10^-14.

Concepto de pH

El pH nos permite conocer la concentración de iones hidronio de una disolución.

• pH ≥ 7: disolución básica
• pH ≤ 7: disolución ácida
• pH = 7: disolución neutra

Ácidos polipróticos

Son ácidos con más de un protón ácido (varios hidrógenos).

Hidrólisis

Es la reacción de los iones de la sal con el agua. Las sales se disocian separándose en sus iones y se pueden comportar como un ácido o una base.

Disoluciones reguladoras

También llamadas disoluciones tampón o buffer, mantienen fijo el pH del medio aunque se añadan pequeñas cantidades de ácido o base fuerte.

Se pueden formar de dos maneras:

1. Un ácido débil más una sal de ese ácido débil: la sal estará totalmente disociada. Se plantea el equilibrio del ácido. La concentración del ion de la sal influye en el equilibrio y se desplaza a la izquierda, lo que disminuye la cantidad de ácido que se disocia.
   pH = pK_a + log ([anión de la sal]/[ácido]) es la fórmula para conocer el pH de la disolución reguladora a partir de la concentración del anión de la sal y la concentración del ácido.
   Si añadimos una cantidad de ácido fuerte, reaccionará con el anión de la sal, resultando un aumento de la concentración del ácido débil. Si añadimos una pequeña cantidad de base fuerte a la disolución reguladora, esta reaccionará con la especie ácida y aumentará la concentración de la sal.
2. Una base débil más una sal de esa base débil: la concentración del catión procedente de la sal desplazará el equilibrio a la izquierda y disminuirá la cantidad de base que se disocia.
   Si añadimos un poco de ácido fuerte, aumentará la concentración del catión de la sal. Si añadimos un poco de base fuerte, reaccionará con la especie ácida, que es el catión de la sal, y aumentará la concentración de la base débil.

Indicadores de pH

Son colorantes orgánicos cuyo color cambia según el pH del medio en el que se encuentren.

El naranja de metilo tiene color rojo en forma ácida y amarillo en forma básica. En las disoluciones ácidas, la concentración de H₃O⁺ es muy alta, por lo que el equilibrio del indicador se desplazará a la izquierda y se obtendrá el color rojo. En las disoluciones básicas, el OH^– reacciona con el H₃O⁺ haciendo que disminuya su concentración. El equilibrio se desplazará a la derecha y se obtendrá el color amarillo.

El papel indicador es un papel impregnado con una mezcla de indicadores.

Valoraciones ácido-base

Se usan para establecer la concentración de un ácido o una base. Se determina la cantidad de base o ácido de concentración conocida que hace falta para neutralizar cierta cantidad de ácido o base de concentración desconocida.

Se alcanza el punto de equivalencia cuando la concentración de H₃O⁺ aportada por el ácido es igual a la de OH^– aportada por la base.

Procedimiento para realizar una valoración ácido-base:

1. En un erlenmeyer se pone una cantidad medida de la disolución que se quiere valorar.
2. Se añaden gotas de indicador o se introduce un pH-metro.
3. En la bureta se coloca la disolución de concentración conocida.
4. Se va añadiendo la disolución de la bureta al erlenmeyer hasta que se produce el viraje del indicador o el salto de pH.
5. Se escribe la ecuación de neutralización y se ajusta.
6. Con la concentración y el volumen gastado de la sustancia de concentración conocida, se calculan los moles que se han utilizado.
7. Con la estequiometría del proceso se calculan los moles de la disolución de concentración desconocida.
8. Con el volumen que se puso en el recipiente se determina la concentración de la disolución problema.

Curva de valoración

Es la representación gráfica del pH del medio frente al volumen de ácido o base añadido.

Valoración de un ácido por una base fuerte: (imagen)

Valoración de una base por un ácido fuerte: (imagen)