{"id":5664,"date":"2018-05-17T16:26:58","date_gmt":"2018-05-17T19:26:58","guid":{"rendered":"http:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=5664"},"modified":"2018-05-17T16:26:58","modified_gmt":"2018-05-17T19:26:58","slug":"acidos-y-bases","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=5664","title":{"rendered":"\u00c1cidos y bases"},"content":{"rendered":"

En la vida cotidiana cuando se habla de los t\u00e9rminos \u00e1cidos y bases, estos se utilizan para designar si una sustancia tiene un sabor \u00e1cido o un sabor agrio, respectivamente. Sin embargo, en el estudio de la qu\u00edmica, diferentes cient\u00edficos han desarrollado teor\u00edas a trav\u00e9s de los a\u00f1os para describir el comportamiento de estas sustancias, dada la extraordinaria importancia que tienen, tanto en procesos vitales como en operaciones industriales.<\/em><\/span><\/p>\n

\"\"<\/p>\n

PROPIEDADES DE LOS \u00c1CIDOS Y DE LAS BASES, PRIMEROS ESTUDIOS Y TEOR\u00cdAS<\/h2>\n

Si bien los \u00e1cidos y las bases se caracterizan por reaccionar entre s\u00ed neutralizando sus propiedades, en diferentes ensayos qu\u00edmicos presentan las siguientes propiedades:<\/p>\n

\u00c1cido:<\/strong> los \u00e1cidos reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidr\u00f3geno. Si se les suministra una soluci\u00f3n de tornasol (originalmente de color violeta oscuro) se colorean de rojo. Son conductores de electricidad, son electrol\u00edticos. Al reaccionar con una base producen sales. Son corrosivos.<\/p>\n

Base:<\/strong> las bases son resbaladizas al tacto (jabonosas). Si se les suministra una soluci\u00f3n de tornasol se colorean de azul. Son electrol\u00edticos por tanto son conductores de electricidad. Al reaccionar con un \u00e1cido producen sales. Son corrosivos.<\/p>\n

El primer qu\u00edmico que estudi\u00f3 el comportamiento de los \u00e1cidos y bases fue el franc\u00e9s Antoine-Laurent de Lavoisier, cuando observ\u00f3 que los \u00e1cidos se formaban al disolver agua con las sustancias adquiridas de la quema de elementos no met\u00e1licos en una atm\u00f3sfera oxig\u00e9nica. Por ello Lavoisier design\u00f3 a los \u00e1cidos con el nombre del gas ox\u00edgeno, por su nombre griego que significa generador de \u00e1cidos.<\/p>\n

M\u00e1s tarde, el qu\u00edmico brit\u00e1nico Humphry Davy demostr\u00f3 que el \u00e1cido clorh\u00eddrico no tiene ox\u00edgeno, por lo que luego de otros estudios se lleg\u00f3 a la conclusi\u00f3n de que los \u00e1cidos deb\u00edan sus propiedades a su contenido de hidr\u00f3geno y a su capacidad de sustituir dicho contenido por un metal.<\/p>\n

TEOR\u00cdA DE ARRHENIUS<\/h2>\n

Las definiciones del qu\u00edmico sueco Svante August Arrhenius, desarrolladas durante el per\u00edodo de 1880-1890, constituyeron los primeros conceptos modernos de \u00e1cidos y bases. Arrhenius formul\u00f3 su teor\u00eda de la disociaci\u00f3n i\u00f3nica, seg\u00fan la cual la actividad qu\u00edmica y la conductividad el\u00e9ctrica de las soluciones de los \u00e1cidos son el resultado de su disociaci\u00f3n reversible de iones, uno de los cuales es el H+, en otras palabras, un \u00e1cido, seg\u00fan Arrhenius, es toda sustancia que al ionizarse en agua produce iones hidr\u00f3geno como \u00fanico tipo de cati\u00f3n.<\/p>\n

Para el caso de las bases se asumi\u00f3 que en soluci\u00f3n acuosa produc\u00edan un i\u00f3n oxhidrilo (OH-), de modo que el prot\u00f3n produc\u00eda las propiedades \u00e1cidas y el i\u00f3n oxhidrilo era el causante de las propiedades b\u00e1sicas. Se comprend\u00eda entonces el hecho de que un \u00e1cido reaccionara con una base para producir el agua y la sal correspondiente. Los iones H+ y OH- se combinaban para formar agua, dando lugar a la reacci\u00f3n llamada neutralizaci\u00f3n.<\/p>\n

\"\"<\/p>\n

\u00bfSab\u00edas qu\u00e9...?<\/div>
El \u00e1cido sulf\u00farico es el compuesto qu\u00edmico que m\u00e1s se produce en el mundo.<\/p>\n

\"\"<\/div><\/div>\n

Ejemplos:<\/p>\n

\u00c1cidos :<\/strong><\/p>\n

\n

H2<\/sub>SO4<\/sub> \u00a0 \u00a0 \u00a0 \u00a0 \u00a0 \u00a0 H+\u00a0\u00a0\u00a0 + HSO4<\/sub>–<\/sup><\/p>\n

H2<\/sub>SO4<\/sub>\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 2H+\u00a0\u00a0\u00a0 + SO4<\/sub>=<\/sup><\/p>\n<\/div><\/div>\n

Bases:<\/strong><\/p>\n

\n

KOH\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 K+\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 + OH–<\/sup><\/p>\n

Ca (OH)2<\/sub>\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 Ca++<\/sup>\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 + 2OH–<\/sup><\/p>\n<\/div><\/div>\n

Sin embargo, la teor\u00eda de Arrhenius condujo a ciertas dificultades: como la naturaleza del prot\u00f3n en la soluci\u00f3n, y el hecho de que otras sustancias que no ten\u00edan iones oxhidrilo, tambi\u00e9n actuaban como bases. Por ejemplo, al ser la mol\u00e9cula de agua un dipolo, permite la hidrataci\u00f3n de iones, pero si los iones son hidratados, quiere decir que el prot\u00f3n debe estar unido al solvente \u00bfc\u00f3mo se explica, entonces, que la disociaci\u00f3n \u00e1cida genere protones libres? Es que el amon\u00edaco l\u00edquido puro se comporta como una base en presencia de \u00e1cido clorh\u00eddrico, a pesar de que no posee un i\u00f3n oxhidrilo.<\/p>\n

De esta forma la teor\u00eda queda restringida, ya que se limita a interpretar el comportamiento de los electrolitos (\u00e1cidos y bases) en soluciones acuosas.<\/p>\n

TEOR\u00cdA DE BR\u00d6NSTED-LOWRY<\/h2>\n

Dado a los problemas que presentaba la teor\u00eda de Arrhenius, en 1923 el qu\u00edmico dan\u00e9s Johannes Br\u00f6nsted y el qu\u00edmico ingl\u00e9s Thomas Lowry, propusieron una teor\u00eda m\u00e1s general, la cual se\u00f1ala que un \u00e1cido es toda sustancia capaz de ceder protones y la base es aquella sustancia susceptible de aceptarlos. Dicha teor\u00eda indica que solo se puede hablar de un \u00e1cido si existe una base y solo se puede hablar de una base si hay un \u00e1cido.<\/p>\n

La teor\u00eda de Br\u00f6nsted-Lowry abarca cualquier medio para que se d\u00e9 la reacci\u00f3n \u00e1cido-base y no solo el medio acuoso. Al liberarse protones a trav\u00e9s del \u00e1cido, se forma una nueva especie llamada base conjugada del \u00e1cido, la cual capta dichos protones de nuevo, y de igual manera, cuando la base capta protones se forma el \u00e1cido conjugado, que trata de cederlos.<\/p>\n

\nA1 (\u00e1cido) + B2 (base) B1 (base conjugada) + A2 (\u00e1cido conjugado)
\n<\/div><\/div>\n

Ejemplos<\/strong><\/p>\n

En medio acuoso:<\/p>\n

\nHCl (\u00e1cido) + H2<\/sub>O (base) Cl–<\/sup> (base conjugada) + H3<\/sub>O+<\/sup> (\u00e1cido conjugado)<\/p>\n

H2<\/sub>O (\u00e1cido) + NH3<\/sub> (base) OH–<\/sup> (base conjugada) + NH4<\/sub>+<\/sup> (\u00e1cido conjugado)
\n<\/div><\/div>\n

En otro medio:<\/p>\n

\nHCl (\u00e1cido) + NH3<\/sub> (base) Cl–<\/sup> (base conjugada) + NH4<\/sub>+<\/sup> (\u00e1cido conjugado)
\n<\/div><\/div>\n

\"\"<\/p>\n

La fuerza de un \u00e1cido est\u00e1 relacionada a su capacidad de donar protones, y la fuerza de una base se debe a su capacidad de aceptar protones. Esta fuerza es una medida cuantitativa llamada constante de disociaci\u00f3n \u00e1cida, es decir, la constante de equilibrio de la reacci\u00f3n, por lo que en la reacci\u00f3n reversible de equilibrio qu\u00edmico, la base 2 y la base 1 compiten por captar un prot\u00f3n estableciendo un equilibrio en funci\u00f3n a la fuerza de los \u00e1cidos y las bases.<\/p>\n

Un \u00e1cido fuerte como el \u00e1cido clorh\u00eddrico, HCl, tiene una gran tendencia a perder un prot\u00f3n, entonces su base conjugada, el i\u00f3n cloruro Cl- , tiene una tendencia muy peque\u00f1a a adquirir un prot\u00f3n, por tanto, es una base d\u00e9bil. Se concluye que la base conjugada de un \u00e1cido fuerte es d\u00e9bil, mientras que la base conjugada de un \u00e1cido d\u00e9bil es fuerte. Se da la misma conclusi\u00f3n para las bases fuertes.<\/p>\n

Como se observa, las definiciones de Br\u00f6nsted-Lowry ampl\u00edan los t\u00e9rminos de \u00e1cido y base al incluir otras sustancias aparte de los iones H+<\/sup> y OH–<\/sup>. Se debe tomar en cuenta que los iones hidronio se escriben \u201cH+<\/sup>\u201d \u00fanicamente por comodidad de notaci\u00f3n, ya que estos no existen en soluci\u00f3n acuosa sino bajo la forma H3<\/sub>O+<\/sup>.<\/p>\n

Constante de ionizaci\u00f3n del agua<\/h2>\n

Como se observa en los ejemplos anteriores, el agua es una mol\u00e9cula que se comporta como \u00e1cido y como base en funci\u00f3n al compuesto con el cual reacciona, si es un \u00e1cido fuerte o una base fuerte. Por dicho comportamiento es llamada mol\u00e9cula anf\u00f3tera. A su vez, el agua pura es un electrolito d\u00e9bil que se autoioniza (autoprot\u00f3lisis) escasamente, disoci\u00e1ndose en iones hidronio y oxhidrilo de la siguiente forma:<\/p>\n

H2<\/sub>O + H2<\/sub>O\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 H3<\/sub>O+<\/sup> + OH–<\/sup><\/div><\/div>\n

\u2022 La reacci\u00f3n de disociaci\u00f3n en equilibrio qu\u00edmico ha demostrado experimentalmente que este se encuentra m\u00e1s desplazado hacia la izquierda, es decir, en agua pura el porcentaje de iones hidronio y oxhidrilo es bastante bajo, prevaleciendo las mol\u00e9culas de agua. La ley del equilibrio qu\u00edmico para el agua pura es:<\/p>\n

\u2022 Al ser constante la cantidad de mol\u00e9culas de agua en la reacci\u00f3n de disociaci\u00f3n, esta se convierte en otra constante, la cual puede pasar al numerador del primer miembro:<\/p>\n

\u2022 El producto entre dos constantes es otra constante, que se denominar\u00e1 Kw (del ingl\u00e9s water: agua), por lo que:<\/p>\n

\u2022 El agua pura a 25 \u00b0C posee una misma concentraci\u00f3n de iones hidronio e iones oxhidrilo de 1.10-7 mol\/L, ya que por cada mol\u00e9cula de agua que se disocia se forma un i\u00f3n hidronio y un i\u00f3n oxhidrilo. Al sustituir las concentraciones en la f\u00f3rmula, queda:<\/p>\n

\u2022 La igualdad en las concentraciones de los iones hidronio y oxhidrilo se debe a la neutralidad del agua pura, por tanto, si la concentraci\u00f3n de iones hidronio es mayor a 1.10-7 mol\/L, la de iones oxhidrilo es menor, siendo el agua o soluci\u00f3n estudiada, \u00e1cida; en el caso contrario, que la concentraci\u00f3n de iones oxhidrilo sea mayor a 1.10-7 mol\/L, la concentraci\u00f3n de iones hidronio ser\u00e1 menor, siendo b\u00e1sica la soluci\u00f3n acuosa.<\/p>\n

\"\"<\/p>\n

\u00bfSab\u00edas qu\u00e9...?<\/div>
El cloruro de hidr\u00f3geno tiene numerosos usos, por ejemplo, sirve para galvanizar metales y curtir cueros.<\/div><\/div>\n

TEOR\u00cdA DE LEWIS<\/h2>\n

En el mismo a\u00f1o que Br\u00f6nsted-Lowry propusieron sus definiciones, el fisicoqu\u00edmico estadounidense Gilbert Newton Lewis plante\u00f3 otra definici\u00f3n, la cual se bas\u00f3 en una observaci\u00f3n de la reacci\u00f3n de formaci\u00f3n de agua, en donde dedujo que los iones OH–<\/sup> son dadores de electrones y los iones H3<\/sub>O+<\/sup> aceptores.<\/p>\n

La transferencia de electrones le permiti\u00f3 proponer que un \u00e1cido es cualquier sustancia que pueda aceptar o compartir un par de electrones, y una base es cualquier sustancia que pueda compartir o donar un par de electrones. Los \u00e1cidos y bases seg\u00fan Lewis se pueden clasificar en:<\/p>\n

\u2022 \u00c1cido: todos los iones positivos son \u00e1cidos, en funci\u00f3n a su tendencia a combinarse con un par de electrones. Son \u00e1cidos todas las mol\u00e9culas en donde un \u00e1tomo central tiene un octeto incompleto, o uno o m\u00e1s enlaces m\u00faltiples.<\/p>\n

\u2022 Base: todos los iones negativos son bases en funci\u00f3n a su tendencia a donar con un par de electrones. Son bases todas las mol\u00e9culas en donde un \u00e1tomo tiene uno o dos pares de electrones no compartidos, o un enlace doble.<\/p>\n

Ejemplo:<\/strong><\/p>\n

HCl + NH3<\/sub>\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 NH4<\/sub>Cl<\/div><\/div>\n

\"\"<\/p>\n

POTENCIAL I\u00d3NICO DE ACIDEZ o pH<\/h2>\n

Como se indic\u00f3 anteriormente, al disolver un \u00e1cido en agua neutra aumenta la concentraci\u00f3n de iones hidronio H3<\/sub>O+<\/sup> (es decir que [H3<\/sub>O+<\/sup>] \u02c3 10-7), convirti\u00e9ndose la soluci\u00f3n en \u00e1cida al disminuir la concentraci\u00f3n de iones oxhidrilo; mientras que al disolver una base en agua neutra aumenta la concentraci\u00f3n de iones oxhidrilo OH–<\/sup> (es decir que [OH–<\/sup>] \u02c3 10-7), convirti\u00e9ndose la soluci\u00f3n en b\u00e1sica al disminuir la concentraci\u00f3n de iones hidronio. Como en ambos casos las concentraciones de los iones est\u00e1n relacionadas, la Kw se mantiene constante.<\/p>\n

En 1990 el qu\u00edmico dan\u00e9s Soren Peter Lauritz Sorensen, con el objetivo de representar las concentraciones de iones de manera m\u00e1s sencilla que mediante potencias de exponentes negativos, sugiri\u00f3 que se operara con el logaritmo negativo de dicha concentraci\u00f3n, al cual denomin\u00f3 pH o potencial de la concentraci\u00f3n de iones hidronio, expresi\u00f3n num\u00e9ricamente igual al logaritmo del inverso o logaritmo negativo de la concentraci\u00f3n de iones hidronio, representados en mol\/L. Igualmente, para el caso de las bases, el pH es igual al logaritmo del inverso o logaritmo negativo de la concentraci\u00f3n de iones oxhidrilo, representados en mol\/L.<\/p>\n

pH= – log [H3<\/sub>O+<\/sup>]= – log [10-7<\/sup>]\n

pH= – log [OH-]= – log [10-7<\/sup>]\n

Por ello se puede deducir que para los tipos de soluciones:<\/p>\n\n\n\n\n\n\n
Soluci\u00f3n<\/td>\nCaracter\u00edsticas<\/td>\npH, pOH<\/td>\n<\/tr>\n
Neutra<\/td>\n[H3O+]= [OH-]\n10-7 = 10-7<\/td>\n7<\/td>\n<\/tr>\n
\u00c1cida<\/td>\nH3O+]>[OH-]\n[H3O+]>10-7 y [OH-] \u02c2 10-7<\/td>\npH \u02c2 7 , pOH \u02c3 7<\/td>\n<\/tr>\n
B\u00e1sica<\/td>\n[H3O+] \u02c2 10-7 y [OH-] \u02c310-7]<\/td>\npH \u02c2 7 , pOH \u02c3 7<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

\"\"<\/p>\n

En la escala de valores, el pH va desde 0 a 14, es decir, desde las soluciones m\u00e1s \u00e1cidas hasta las m\u00e1s b\u00e1sicas. El pH puede ser medido a trav\u00e9s de dos m\u00e9todos conocidos, el potenciom\u00e9trico y el colorim\u00e9trico.<\/p>\n

El potenci\u00f3metro mide el potencial el\u00e9ctrico generado por los iones hidronio en la soluci\u00f3n a trav\u00e9s de una membrana de vidrio, la cual posee una determinada concentraci\u00f3n de iones hidronio y es por ello que antes de usar el aparato es necesario calibrarlo.<\/p>\n

El m\u00e9todo colorim\u00e9trico se refiere a las diferentes sustancias utilizadas como indicadores de pH. Estos indicadores son \u00e1cidos y bases muy d\u00e9biles que muestran diferentes colores en estado i\u00f3nico y en estado molecular. Ejemplos: el tornasol, la fenolftale\u00edna, violeta de metilo, entre otros.<\/p>\n

El pH tiene gran importancia en los procesos vitales, ya que para que se d\u00e9 el funcionamiento adecuado de muchas enzimas, en necesario mantener un pH neutro en el interior de las c\u00e9lulas. Tambi\u00e9n es importante en las operaciones industriales, por ejemplo en la elaboraci\u00f3n y preservaci\u00f3n de alimentos.<\/p>\n

\"\"<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

En la vida cotidiana estos se utilizan para designar si una sustancia tiene un sabor \u00e1cido o un sabor agrio, respectivamente. Sin embargo, en el estudio de la qu\u00edmica, diferentes cient\u00edficos han desarrollado teor\u00edas a trav\u00e9s de los a\u00f1os para describir el comportamiento de estas sustancias.<\/p>\n","protected":false},"author":1,"featured_media":0,"comment_status":"closed","ping_status":"closed","sticky":false,"template":"","format":"standard","meta":{"footnotes":""},"categories":[21],"tags":[4446,6988,4428,6989,3730,6990],"_links":{"self":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/5664"}],"collection":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts"}],"about":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/types\/post"}],"author":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/users\/1"}],"replies":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcomments&post=5664"}],"version-history":[{"count":3,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/5664\/revisions"}],"predecessor-version":[{"id":5675,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/5664\/revisions\/5675"}],"wp:attachment":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fmedia&parent=5664"}],"wp:term":[{"taxonomy":"category","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcategories&post=5664"},{"taxonomy":"post_tag","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Ftags&post=5664"}],"curies":[{"name":"wp","href":"https:\/\/api.w.org\/{rel}","templated":true}]}}