Teorías ácido-base

Teoría de Arrhenius

Arrhenius propuso que un ácido es una especie química que en disolución es capaz de ceder iones hidrógeno (H+), mientras que 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, y limita el comportamiento ácido-base a sustancias neutras solubles en agua, aplicándose únicamente a disoluciones acuosas. Ejemplos: HCl → H+ + Cl- ; NaOH → Na+ + OH-.

Teoría de Brønsted-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 quién intervenga en la reacción, denominándose anfotera.

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 y débiles

Los ácidos fuertes son aquellos que en disolución acuosa se disocian totalmente, mientras que los ácidos débiles se disocian parcialmente. Los ácidos débiles se caracterizan por una constante de acidez (Ka), la cual, cuanto más pequeña sea, más débil será el ácido. Para las bases existe la Kb. 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. Kw es el producto iónico del agua a 25ºC, Kw = 1,00 x 10^-14.

Concepto de pH

El pH nos permite conocer la concentración de iones hidronio de una disolución. pH ≥ 7 es básico; pH ≤ 7 es ácido; pH = 7 es neutro.

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, mantienen fijo el pH del medio aunque se añadan pequeñas cantidades de ácido o base fuerte. Se pueden formar de dos maneras:

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 = pKa + log (a-sal)/(ácido) es la fórmula para conocer el pH de la disolución reguladora a partir 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 en un aumento de la concentración del ácido débil. Si añadimos poca cantidad de base fuerte a la reguladora, esta reaccionará con la especie ácida y aumentará la concentración de la sal.

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 poco ácido fuerte, aumentará la concentración del catión de la sal. Si añadimos poca 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 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 ion del ácido es igual a la de OH- aportada por la base.

Procedimiento para 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 pHmetro.
3. En la bureta se coloca la disolución de concentración conocida.
4. Se va añadiendo 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 su concentración y volumen gastado se calculan los moles que se han utilizado de la sustancia de concentración conocida.
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: (arriba)

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