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BASES DE LA QUIMICA
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Bases: compuestos que se disuelven en agua liberando iones hidroxilo (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica es el hidróxido de sodio (NaOH):
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TEMA 7: ÁCIDOS Y BASES1. Ideas generales sobre ácidos y bases.
Desde la antigüedad se conocen numerosas sustancias de gran interés y que hoy denominamos
ácidos y bases. Su presencia en nuestra vida diaria es continua y, en muchas facetas, de vital
importancia, no solo porque son la base de muchos medicamentos, sino porque muchos procesos
bioquímicos o la supervivencia de un determinado ecosistema dependen de la acidez del medio en el
que se encuentran.
Las primeras definiciones de ácidos y de bases estaban basadas en propiedades sensoriales, los
ácidos tienen sabor agrio y las bases sabor a lejía y tacto jabonoso, y en los cambios de color que
producían en algunos pigmentos vegetales.
Desde fines del siglo XVII se pretendió relacionar las propiedades de los ácidos y de las bases con su
composición química. Al observar que los ácidos se producían cuando el agua reaccionaba con los
óxidos obtenidos al quemar no metales en atmósfera de oxígeno, Lavoisier dedujo que las
propiedades características de los ácidos se debían a la presencia de oxígeno en sus moléculas. (La
palabra oxígeno procede de las raíces griegas oxýs, ácido, y genos, generación).
En 1811, Davy comprobó que existían ácidos como el clorhídrico, HCl, o el cianhídrico, HCN, que no
contenían oxígeno en sus moléculas, por lo que la teoría de Lavoisier no era válida. Davy propuso
además que era el hidrógeno, y no el oxígeno, el elemento característico presente en la composición
de todos los ácidos.
En 1830, Liebig mostró que todos los ácidos conocidos contenían un átomo de hidrógeno que podía
ser sustituido por un metal. Esta última limitación es necesaria porque sustancias con átomos de
hidrógeno no sustituibles por metales, como el metano, CH4, o el benceno, C6H6, no son ácidas.
Estas primeras teorías no daban ninguna explicación de las fuerzas diferentes que presentan los
ácidos, ni relacionaban el carácter básico con algún elemento o agrupación química determinada.
2. Teoría de Arrhenius. Sus limitaciones.
El primer modelo ácido-base utilizable cuantitativamente data del período 1880-1890, cuando el
científico sueco Svante Arrhenius desarrolló su teoría de la disociación electrolítica.
Según dicha teoría, hay sustancias, llamadas electrolitos, que manifiestan sus propiedades químicas y
su conductividad eléctrica en disolución acuosa. Por ejemplo, las sales al disolverse en agua son
conductoras de la corriente eléctrica, debido a la presencia de iones en la disolución:
NaCl
Na Cl
H O 2
KNO3
K NO3
H O 2
CaBr2
Ca 2 2Br
H O
2
Cs2 SO4
2Cs 2 SO42
H O
2
A partir de la teoría de la disociación electrolítica, y tomando el caso particular de las disoluciones
acuosas de ácidos y de bases, por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, y el hidróxido de sodio, NaOH,
Arrhenius propuso la disociación iónica de estas sustancias según:
HCl H Cl
H O
2
H 2 SO4
2
2H SO42
H O
En general: HA
H A
H O
2
NaOH Na OH
H O
2
Ca(OH ) 2
2
Ca 2 2OH En general: BOH
H O
B OH
H O
2
Y de aquí estableció su definición de ácido y de base:
Un ácido es una sustancia que en disolución acusa se disocia en sus iones, liberando H +.
Una base es una sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando iones OH −.
La reacción de neutralización tiene lugar cuando un ácido reacciona completamente con una base
produciéndose una sal y agua:
, HCl NaOH
NaCl H 2 O
H O 2
H 2 SO4 2 KOH
K 2 SO4 2 H 2 O
H O2
En general : HA BOH
BA H 2 O
H O2
En realidad, el ácido, la base y la sal están disociados en la disolución acuosa, por lo que podemos
escribir esta reacción eliminando de ella los llamados iones espectadores:
H A B OH
B A H 2 O H OH H 2 O
H O
2
La reacción de neutralización consiste en la combinación del ion H+ propio del ácido con el ion OH –
propio de la base para producir H2O no disociada.
La teoría de Arrhenius, a pesar de los éxitos obtenidos, presenta una serie de limitaciones:
1. Según la teoría de Arrhenius, los conceptos de ácido y base dependen de la presencia de agua
como disolvente. En realidad, se conocen abundantes sustancias que se comportan como ácidos o
como bases en ausencia de agua.
2. Hay sustancias que tienen carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como
sucede con los óxidos ácidos (CO2, SO3…). Muchas sustancias tienen carácter básico sin contener
iones OH−, como amoníaco, NH3, o ciertas sales, como Na2CO3 y NaHCO3.
3. El ion H+, debido a la carga que posee y a su pequeño tamaño, crea un intenso campo eléctrico
que atrae a las moléculas polares de agua. Por tanto, los iones H + en presencia de agua se
hidratan, es decir, se rodean de una o varias moléculas de agua, formando iones hidronio (u
oxonio), H3O+.
3. Teoría de Brönsted-Lowry.
En 1923, casi simultáneamente pero siguiendo líneas de trabajo diferentes, dos científicos, el danés
Brönsted y el inglés Lowry, propusieron una definición más amplia que la de Arrhenius sobre la
naturaleza de los ácidos y de las bases. Según esta teoría:
Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ion H+, es decir un protón, a
otra sustancia.
Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de aceptar un ion H +, es decir un protón,
de otra sustancia.
Con estas dos definiciones, Brönsted-Lowry señalaron que las reacciones ácido-base se pueden
considerar como reacciones de transferencia de protones entre ambas sustancias.
Los conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido sólo actúa como dador de protones en
presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, la base. A su vez, la base sólo puede
aceptar algún protón si reacciona con un ácido que se lo transfiera.
De esta manera el ácido clorhídrico, un ácido según Arrhenius, también puede definirse como ácido
Brönsted-Lowry, debido a que es capaz de transferir un protón al agua, que actuaría como base al
aceptarlo.
Teniendo en cuenta este proceso, se puede justificar inmediatamente el comportamiento básico del
amoníaco en agua, ya que el NH3 aceptaría un protón de la molécula de agua que, ahora, ¡se
comportaría como un ácido de Brönsted-Lowry!
, Y de estos dos procesos, conviene señalar que:
1. Hemos colocado una doble flecha en la ecuación química. Esto significa que el proceso es
reversible en mayor o menor cuantía, justo lo que determine el valor de su constante de equilibrio.
2. Una misma sustancia puede comportarse como ácido o como base en función de con qué
sustancia reaccione; es decir, de que tenga mayor o menor característica ácido/base que ella.
Por último, el concepto de neutralización, según esta teoría, no es más que la transferencia de un
protón de un ácido a una base. Por ejemplo, el HCl (ácido) cedería un protón al NH 3 (base),
formándose una molécula de NH4Cl.
3.1. Pares conjugados ácido-base
Veamos el proceso de transferencia de protones entre un ácido genérico monoprótico (aquel que
tiene un solo protón ácido), que representaremos por HA, y una base genérica, B. La ecuación que
representa el proceso es:
HA + B → A− + HB+
Ácido Base
Pero si el proceso es reversible, la especie HB + puede ceder el protón a la especie A − según la
ecuación:
HA + B ← A− + HB+
Base Ácido
Y ahora en ambas ecuaciones podemos observar que las especies HA, ácido y A − son
interconvertibles mediante la ganancia o pérdida de un protón. Decimos de ellas que forman un par
ácido-base conjugado, representándose por HA/A−. De la misma forma, las especies HB + y B forman
el segundo par ácido-base conjugado. Y si la primera sustancia le damos el número 1, los dos
procesos anteriores se resumen en:
HA + B ⇄ A− + HB+
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
Por último, parece razonable entender que cuanto mayor sea la tendencia de un ácido a ceder
protones (ácido fuerte), menor será la tendencia de su par conjugado a aceptarlos (base débil).
3.2. Sustancias anfóteras.
La teoría de Brönsted-Lowry permite justificar por qué muchas sustancias pueden actuar a veces
como ácidos y otras, como bases. Así, por ejemplo, hemos visto como el agua se comporta como una
base frente al ácido clorhídrico, pero, sin embargo, actúa como ácido frente al amoníaco. A este tipo
de sustancias se las denomina anfóteras.
Otro ejemplo muy característico es el ion HCO3−. Así, frente a una base fuerte, como, por ejemplo, los
iones hidróxido, OH−, actúa como ácido, pero ante el ácido clorhídrico, un ácido más fuerte que él, lo
hace como una base.
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