Arrhenius propuso definiciones precisas de ácido, base y sal basadas en su teoría de la disociación electrolítica.
Para Arrhenius, un ácido es cualquier sustancia que en disolución acuosa da iones H+ (o, para ser más precisos y puesto que estos iones se hidrolizan, iones H3O+), es decir que contiene hidrógeno reemplazable por un metal o por un radical positivo para formar sales; una base es cualquier sustancia que en disolución da iones hidroxilo OH- , es decir que contiene uno más grupos hidroxilo reemplazables por radicales ácidos negativos para formar sales; y una sal es un compuesto que se ioniza dando aniones distintos al ion OH- y cationes distintos al ion H3O+.
Arrehnius se encargó de darle difiniciones a los ácidos, las bases y las sales.
Una sal ácida (NaHSO4, KHCO3, etc.) es la que, además de dar cationes de uno o más metales (sales dobles), da iones H3O+; análogamente, una sal básica (ClSbO, Cl(OH)Ca, etc.) es aquella que, además de los aniones que corresponden a su radical ácido, da aniones OH-. Por oposición a las sales ácidas y a las básicas, las sales normales se denominan sales neutras.
Steve August Arrehnius (1859-1927) fue un reconocido científico sueco.
Los iones H3O+ y OH-, cuya presencia caracteriza respectivamente las disoluciones acuosas de ácidos y de bases, se forman en realidad a partir de moléculas de agua que, respectivamente, incorporan o pierden un ion H+ o, lo que es lo mismo, un protón. Con otros disolventes distintos del agua, los ácidos y las bases se comportarían del mismo modo, es decir cediendo o aceptando protones, pero los iones formados serían distintos en cada caso.
Razonando a partir de estas y similares consideraciones, en 1923, Brönsted y Lowry propusieron, independientemente uno de otro, las siguientes definiciones de ácido y de base: Ácido es toda sustancia que puede ceder protones, y base toda sustancia que puede ganar protones. Es decir, un ácido es propiamente un dador de protones, mientras que una base es un aceptor de protones. Pero, puesto que el proceso de perder o ganar un protón es reversible, el ácido, al perder un protón, se transforma en una base y, a su vez, ésta, al ganarlo, se transforma en un ácido. Así, pues, un ácido y su base correspondiente forman un sistema conjugado.
Ácido Protón + Base
Como un protón no puede tener una existencia libre en disolución, debe incorporarse a otra sustancia que se comporta así como base. Los equilibrios se establecen pues en sistemas conjugados dobles del tipo:
Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1
En los que, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. Ejemplos:
HCl + NH3 NH4 + + Cl-
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 –
HSO4 – + H2O H3O+ + SO4 –
Es importante saber que se considera un ácido a toda sustancia que puede ceder protones, y base a toda sustancia que puede ganar protones.
Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido y una base pueden ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o iónica puede actuar en un caso como ácido y en otro como base. Por ejemplo, el agua actúa como base frente al cloruro de hidrógeno y como ácido frente al amoníaco. En disoluciones no acuosas se forman iones distintos de los iones H3O+ y OH-, pero el proceso es esencialmente el mismo; así, disueltos en amoníaco, NH3, sustancia que como disolvente tiene un comportamiento muy similar al del agua, los ácidos dan lugar a la formación de iones amonio, NH4 +, y las bases a la formación de iones amida, NH2.
Thomas Martin Lowry (1874-1936)Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947)
La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que sólo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.
Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO2, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:
CaO + CO2 CaCO3
El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.
El concepto de Lewis propuso corregir los errores de la teoría de Bronsted y Lowry.
El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H2O, y el ion cloruro, Cl-, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:
O sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H3O+ y la molécula HCl:
Evidentemente, tanto el agua como el ion cloruro pueden comportarse como bases de Lewis cediendo un par de electrones no compartidos a un ácido. Vemos, pues, que, respecto al concepto de base de la teoría de Brönsted-Lowry, el concepto propuesto por Lewis no amplía de forma significativa el número de compuestos que pueden ser considerados como bases.
Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H+) y una base (Cl-); ya vimos que el ion Cl- es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H+ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:
H+ + H2O H3O+
En la que el H+ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H3O+, comportándose, por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:
CaO + CO2 CaCO3
También aquí debemos considerar que el CO2 es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO2 acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:
El modelo de Lewis se utiliza en química orgánica para explicar el comportamiento catalítico de algunos compuestos que son ácidos de Lewis, pero, en general, cuando se estudian reacciones que tienen lugar en disolución acuosa o simplemente que implican una transferencia de protones, la generalización propuesta por Lewis resulta innecesaria y los químicos razonan en estos casos a partir de los conceptos de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) fue un reconocido fisicoquímico estadounidense.
Una reacción-ácido base se puede observar en la vida cotidiana, como es el caso de los antiácidos que son usados para tratar la acidez en algunas personas. Su principio es sencillo, comúnmente son compuestos básicos que sirven para neutralizar la acidez de los jugos gástricos, por esta razón las reacciones ácido-base son conocidas también como reacciones de neutralización.
Conceptos básicos
Reacción química
Proceso en el cual una o varias sustancias (denominadas reactivos o reactantes) sufren una transformación en su estructura molecular y en los enlaces, de manera que originan otras sustancias diferentes o productos.
Ácido
Compuesto químico que al disolverse en agua origina un incremento en la concentración de los iones de hidrógeno.
El fisicoquímico Gilbert N. Lewis, por su parte, lo define de manera más amplia como aquella especie química capaz de aceptar un par de electrones de otra especie.
Los ácidos tienen un sabor es agrio, un ejemplo es el jugo de limón que contiene ácido cítrico, de hecho, la palabra ácido proviene del término latino acidus que significa “ágrio”.
El vinagre es un tipo de ácido usado en la cocina y se denomina ácido acético.
Base
A lo largo de la historia se han realizado numerosos esfuerzos para definir a estos compuestos. Una de las definiciones más recientes es la de Lewis, que lo describe como aquella sustancia capaz de donar un par de electrones.
Las bases son resbalosas al tacto y su sabor es amargo, un ejemplo se observa en el jabón que es un tipo de base.
Las bases son solubles en el agua.
Reacciones ácido-base
De la misma forma en la que se han planteado diferentes definiciones para los ácidos y para las bases con el paso del tiempo, también han surgido descripciones alternativas para las reacciones de ácido-base. Uno de los primeros en estudiar a este tipo de reacciones fue el químico sueco Svante Arrhenius, quién sostenía que eran reacciones en las que los ácidos formaban cationes de hidrógeno H+ (que luego se demostró que no existen de forma aislada sino en la forma de H3O+ o ión hidronio) y las bases formaban aniones OH–.
Definición según Svante Arrhenius
Es aquella reacción química producida entre un ácido y una base para formar una sal y agua.
Cumple la siguiente forma: Ácido + base-→ sal + agua
Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl +H2O
Aunque la definición de Arrhenius era sencilla, tenía sus limitaciones, por ejemplo se cumplía solamente en una solución acuosa. Por esta razón, los científicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry plantearon una definición en función de la capacidad que tienen las bases de aceptar protones y los ácidos de cederlos, desde este punto de vista se consideran tanto al concepto planteado por Arrehnius como a las reacciones de ácido-base en soluciones no acuosas.
El planteamiento Brønsted-Lowry no se limita a un medio acuso pero se enfoca únicamente a los ácidos que contienen hidrógeno.
Definición según Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry
Reacción química en la que se elimina un catión hidrógeno del ácido el cual se adiciona posteriormente a la base.
Como fórmula general se tiene: AH + B → base conjugada + ácido conjugado
Dónde:
AH = ácido B = base
Base conjugada: ión o molécula que resulta del ácido y cede el protón.
Ácido conjugado: ión o molécula resultante de la base que gana el protón.
Por ejemplo: CH3COOH(ácido) + H2O(base)→ CH3COO−(base conjugada) + H3O+(ácido conjugado)
El agua (H2O) es una sustancia anfótera, es decir, puede comportarse como ácido o como base según el caso.
Posteriormente, el fisicoquímico estadounidense Gilbert N. Lewis no se fundamentó ni en la ionización en un medio acuoso planteada por Arrhenius ni en la transferencia de protones de Brønsted-Lowry, sino que por su parte analizó la transferencia de electrones que se produce en las reacciones de ácido-base. En este sentido, se define a la base como el compuesto capaz de donar un par electrónico y al ácido como el compuesto capaz de recibirlo. A través de este planteamiento se pudieron incluir sustancias que anteriormente no se consideraban en las definiciones anteriores.
Todas las sustancias catalogadas como ácidos en el planteamiento Brønsted-Lowry también son ácidos para Lewis ya que aceptan el par electrónico.
Definición según Lewis
Reacción química que se produce como producto de la donación del par electrónico de la base al ácido. El resultado es un enlace covalente entre los dos compuestos.
Tiene por fórmula general: A + :B → A–—B+
Dónde:
A = ácido de Lewis
B = base de Lewis
A-—B+ = compuesto resultante
Por ejemplo: AlCl3 (ácido) + :NH3 (base)→ [Al(NH3)Cl3]
Según la definición de Lewis, la molécula de amoníaco cede su par de electrones sobrante al ácido para producir con este un enlace covalente.
El pH
Permite indicar el grado de acidez o basicidad de soluciones acuosas, sus siglas provienen del fránces pouvoir hydrogène que significa “poder del hidrógeno” debido a que mide la concentración de iones de hidrógeno en dichas disoluciones.
Las sustancias con pH menor a 7 se consideran ácidas, por el contrario de las que tienen un pH superior a 7 que son consideradas como alcalinas.
Las disoluciones se consideran neutras cuando su pH es igual a 7 como es el caso del agua.
Peso molecular de un compuesto químico es la suma de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la molécula de ese compuesto.
Mediante un ejemplo precisaremos el concepto y mostraremos cómo se calcula el peso molecular de un compuesto (cuando se conoce con certeza su fórmula) a partir de los pesos atómicos de sus elementos constituyentes.
Ejemplo:
1) Hallar el peso molecular del carbonato de calcio, CaCO3.
Escribiremos PM (CaCO3) o simplemente PM para representar el peso molecular del carbonato de calcio y PA(Ca), PA(C) y PA(O) para representar, respectivamente, los pesos atómicos del calcio, el carbono y el oxígeno. Será:
PM= PA(Ca) + PA(C) + 3 PA(O)
Esto es porque la molécula de CaCO3 contiene un átomo de Ca, uno de C y tres de O.
Consultando la tabla de pesos atómicos encontramos que:
PA(Ca) = 40,08
PA (C) = 12,011
PA (O) = 15,999
Por lo tanto,
PM= 40,08 +12,011 +3·15,999 = 100,088
El peso molecular se refiera a la suma de los pesos atómicos de un compuesto.
Determinación experimental de los pesos moleculares
Del concepto de peso atómico se deduce que al considerar las reacciones entre todos los elementos podían encontrase relaciones similares a la relación PC = 3/7 . PSi, con lo que resultaría posible expresar todos los pesos atómicos en función del peso atómico de un elemento cualquiera, que podríamos escoger a voluntad.
Sin embargo, para los químicos de principios del s. XIX el problema era que en general no conocían las fórmulas de los compuestos y por lo tanto no podían estar seguros de si los elementos reaccionaban átomo a átomo o no, con lo cual se hacía imposible establecer con certeza relaciones entre los pesos de sus átomos.
Dalton supuso erróneamente que cuando dos elementos se combinan para dar un compuesto siempre lo hacen átomo a átomo. Así, en el caso del agua pensó que su fórmula era HO y, como había hallado experimentalmente que el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua en una proporción ponderal de 1:7 (la verdadera proporción es 1:7,9365, pero este error experimental es comprensible para la época), concluyó que el peso atómico del oxígeno expresado en la escala del hidrógeno es 7 (hoy sabemos que la fórmula del agua es H2O, por lo que el peso atómico del oxígeno, expresado en función del peso atómico del hidrógeno, es realmente 2·7,9365 = 15,873).
El problema de establecer los pesos atómicos de los elementos no pudo así resolverse hasta que se hallaron métodos prácticos para determinar por vía experimental los pesos moleculares de sus compuestos. Los métodos experimentales para la determinación de pesos moleculares son aplicables a sustancias en estado gaseoso y a solutos en disolución. La determinación del peso molecular de un gas se basa en la ecuación de estado de los gases ideales, por lo que es preciso conocer la masa de sustancia gaseosa contenida en un determinado volumen, así como ese mismo volumen y la presión y la temperatura a que se encuentra el gas. Como estas dos últimas variables son directamente medibles, lo que se determina realmente es la masa de la sustancia contenida en un volumen que se puede conocer.
Para conocer el peso molecular de sustancias sólidas se recurre a su disolución en agua o en otro líquido. Toda una serie de propiedades de las disoluciones dependen del número de moléculas que contienen disueltas en un peso dado de disolvente (propiedades coligativas), de manera que es posible calcular el peso molecular del soluto a partir, por ejemplo, del descenso del punto de congelación (crioscopia) o bien del aumento del punto de ebullición (ebulloscopia) de la disolución en relación al punto respectivo del disolvente puro.
Para conocer el peso molecular de sustancias sólidas se recurre a su disolución en agua o en otro líquido.
Se llama así a la adicción producida por el consumo de drogas, entendiendo a la droga como toda sustancia cuyo consumo actúa sobre el sistema nervioso modificando el sistema psíquico. Su abuso produce diversas consecuencias tóxicas agudas y crónicas como el estado de dependencia. Esta dependencia se genera por una adaptación psíquica y física cuando el consumo es reiterado, dado que de lo contrario provoca el síndrome de abstinencia. Con el tiempo se va produciendo la necesidad de ir aumentando los niveles de dosis para que el organismo alcance los efectos iniciales (tolerancia).
No todo consumo de una droga significa un problema. Pero como la adicción a una sustancia es un proceso el uso inicial puede fácilmente derivar en un abuso.
La drogadicción es considerada una enfermedad porque afecta los aspectos físicos, psicológicos y sociales del individuo, esto es a la salud en general. Sin embargo la decisión sobre el consumo y la responsabilidad del individuo son vitales tanto en el inicio como en el mantenimiento y posible tratamiento.
Se puede producir una sobredosis o intoxicación aguda cuando se introduce en el organismo más sustancia de la que este es capaz de metabolizar. Esto puede producir el estado de coma e incluso la muerte.
La clasificación de drogas más aceptada es la que las divide según el efecto que causan en el Sistema Nervioso Central. Así las sustancias se dividen en:
depresoras
estimulantes
perturbadoras
¿Cómo puede prevenirse?
Existen un conjunto de medidas encaminadas a evitar, reducir y/o retrasar el abuso de drogas o en caso de haberse producido reducir al mínimo las consecuencias negativas.
Existen varios Programas de prevención que persiguen ciertos objetivos.
Reduciendo la oferta de sustancias no evitamos el problema, para prevenir es fundamental la educación de los individuos para que puedan mantener relaciones responsables con las drogas y para que aprendan a enfrentarse a la vida y sus diferentes situaciones sin recurrir a ellas. Es por esto que la educación para la salud es imprescindible. La prevención se desarrolla principalmente en 4 ámbitos: familiar, escolar, laboral y comunitario, en ellos se pueden transmitir valores y actitudes para fomentar la prevención a través de distintos programas llevados a cabo por instituciones y profesionales con conocimientos específicos en el tema.
Los factores de riesgo se pueden dividir en 3 grandes grupos:
vinculados a la sustancia
vinculados al individuo
vinculados al ambiente o contexto social
Fuente: Ministerio de Salud – Presidencia de la Nación (Argentina) http://www.msal.gob.ar/index.php/component/content/article/48/134-drogadiccion#sthash.h54PTA1U.dpuf
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