CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.

Ácidos:

· Tienen sabor agrio.

· Son corrosivos para la piel.

· Enrojecen ciertos colorantes vegetales.

· Disuelven sustancias

· Atacan a los metales desprendiendo H₂.

· Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

Bases:

· Tiene sabor amargo.

· Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.

· Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.

· Precipitan sustancias disueltas por ácidos.

· Disuelven grasas.

· Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.

Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.

· ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H⁺”.

AH (en disolución acuosa) ® A^– + H⁺

Ejemplos:

- HCl (en disolución acuosa) ® Cl^– + H⁺

- H₂SO₄ (en disolución acuosa) ® SO₄^2– + 2 H⁺

· BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH^–“.

BOH (en disolución acuosa) ® B⁺ + OH^–

Ejemplo:

- NaOH (en disolución acuosa) ® Na⁺ + OH^–

Neutralización

Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:

H⁺ + OH^– ® H₂O

El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH + HCl ® H₂O + NaCl (Na⁺ + Cl^–)

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.

· ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H⁺”.

· BASE: “Sustancia que en disolución acepta H⁺”.

Par Ácido/base conjugado

Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H⁺) hay otra que se comporta como base (captura dichos H⁺).

Cuando un ácido pierde H⁺ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H⁺ se convierte en su “ácido conjugado”.

Ejemplo de disociación de un ácido:

· HCl (g) + H₂O (l) ® H₃O⁺(ac) + Cl^– (ac)

En este caso el H₂O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H⁺ se transforma en Cl^– (base conjugada).

Ejemplo de disociación de una base:

· NH₃ (g) + H₂O (l) ® NH₄⁺ + OH^–

En este caso el H₂O actúa como ácido pues cede H⁺ a la base NH₃ que se transforma en NH₄⁺ (ácido conjugado).

TEORÍA DE LEWIS (·)

· ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

· BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Ejemplos:

· HCl (g) + H₂O (l) ® H₃O⁺(ac) + Cl^– (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H⁺ va a aceptar un par de electrones del H₂O formando un enlace covalente coordinado (H₃O⁺).

· NH₃ (g) + H₂O (l) Á NH₄⁺(ac) + OH^–(ac)

En este caso el NH₃ es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH₄⁺).

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl₃ pueden actuar como ácidos:

AlCl₃ + :NH₃ Þ Cl₃Al:NH₃

EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H₂O (l) Á H₃O⁺(ac) + OH^– (ac)

Como [H₂O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:

K_w = K_C x [H₂O]²

conocido como “producto iónico del agua”

El valor de dicho producto iónico del agua es: K_W (25ºC) = 10^–14 M².En el caso del agua pura: [H₃O⁺] = [OH^–] = (10^–14 M²)^½ = 10^–7 M. Se denomina pH:

Y para el caso de agua pura, como [H₃O⁺]=10^–7 M, pH = –log 10^–7 = 7

Tipos de disoluciones

· Ácidas: [H₃O⁺] > 10^–7 M Þ pH < 7

· Básicas: [H₃O⁺] < 10^–7 M Þ pH > 7

· Neutras: [H₃O⁺] = 10^–7 M Þ pH = 7

En todos los casos: K_w = [H₃O⁺] x [OH^–]

Luego si [H₃O⁺] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH^–] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10^–14 M².