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ÁCIDOS  y  BASES


 Breve teoría de los ácidos y las bases

               INTRODUCCIÓN

De manera genérica, a determinadas sustancias se les ha catalogado dentro de dos patrones: los ácidos y las bases. Las primeras definiciones que sugieren éstos términos, fueron enunciadas por Arrhenius, quien enuncia lo siguiente:

 Los ácidos son compuestos que aumentan la concentración de iones hidrógeno cuando se disuelven en agua. Tienen sabor agrio.

 

Es decir cuando un ácido se disuelve en agua se forman iones hidrógeno, por ejemplo,  

 

HCl (ac)     H +1 (ac) + Cl –1 (ac)

 Las bases son compuestos que aumentan la concentración de iones hidroxilo cuando se disuelven en agua. Las soluciones de las bases se sienten resbalosas.

 

 NaOH (ac)      Na +1 (ac) + OH –1 (ac)

         Propiedades químicas de los ácidos y las bases:

Los ácidos reaccionan con las bases formando agua y una sal. A ésta reacción se llama neutralización. Cuando ambos se mezclan en las proporciones que indica la ecuación para la reacción, desaparecen tanto el sabor ácido como la sensación resbalosa de la base y la solución que se forma tiene sabor salado. La fuerza que impulsa la neutralización es la formación del electrolito débil, agua.

 

Sin embargo, éstas definiciones no alcanzan a establecer el comportamiento de sustancias que no tienen hidrógeno en su composición y se comportan como ácidos, y analógicamente el comportamiento de aquellas que no tienen iones hidróxido y sufren transformaciones como bases.

Ante ésta interrogante, surge una nueva postura, la definición de Bronsted-Lowry, que implica lo siguiente:

“Un ácido es cualquier especie que pueda donar un protón (H+1, un átomo de hidrógeno sin su electrón), y una base es cualquier especie que pueda aceptar un protón. Una reacción ácido-básica consiste en la transferencia del protón de un ácido a una base (Umland, 2000, p.574).”

Así mediante ésta última postura, si se lleva a cabo una neutralización entre el ácido clorhídrico ( HCl) y el carbonato de sodio (Na2CO3), el primero se ajusta sin problemas a la definición de Arrhenius, y el Na2CO3 se relaciona con las bases de acuerdo a   Bronsted-Lowry.

Por otra parte, la neutralización debe entenderse como la reacción ácido-básica consistente en la transferencia del protón de un ácido a una base, donde ambas sustancias pierdan sus características propias y formulen una sal y agua.

Así mismo es necesario entonces, tener muy claro cuándo y dónde termina una reacción de neutralización, dicho de otro modo, cuándo se han dejado de transferir los protones del ácido a la base, y para ello se utiliza una titulación.

La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada por la ecuación de la reacción. A este punto se le llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139).

Para determinar éste punto, podemos utilizar la curva de titulación potenciométrica de la  reacción ácido-básica cuya gráfica resulta del pH[1] del sistema contra el volumen de ácido o de base agregados en la titulación (Umland, 2000, p.602).

Haciendo un paréntesis, es necesario recordar el comportamiento de la escala de pH, la cual en sus valores de 1 a 5.9999 se representa al pH ácido, al punto medio 7, se le asigna un pH neutro y a los valores superiores a 7 y hasta 14 se les denominan pH básicos. Es decir, las soluciones que tienen la misma concentración de iones hidrógeno que de iones hidróxido, se llaman soluciones neutras. Las soluciones con concentración más alta de iones hidrónio (concentraciones de iones hidroxilo) que el agua pura, se llaman soluciones ácidas. Las soluciones con concentraciones más baja de iones hidrónio (concentraciones más alta de iones hidroxilo) que el agua pura, se llaman soluciones básicas (Umland, 2000, p.578).

Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza” del ácido o la base que se están titulando.

Así cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte. El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados.

Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que ocurre la neutralización es mayor que 7. Y en la situación contraria, esto es si ocurre una reacción entre un ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que el pH es menor que 7.

Para llevar a cabo una titulación entre un ácido y una base, es indispensable comprender que las normalidades de los reactivos y el volumen de éstos son proporcionales entre un ácido y una base.  Háblese así de la fórmula:

NA VA = NB VB

Así por ejemplo si se utilizara una base 0.01N, en un volumen de 50 mL, ésta será neutralizada con 20.5 mL de ácido, con una normalidad  de  0.02 N .


[1] Las concentraciones de iones hidrónio en soluciones acuosas se expresan mediante una escala logarítmica llamada escala de pH.  El pH de una solución se define como el negativo del logaritmo de base 10 de la concentración molar del ión hidrógeno:

pH=-log [H+1]


Bibliografía básica:

 
  1. P. W. Atkins, "Química  Moléculas, materia, cambio", Edit. Omega. Barcelona, 1998, pp. 910

  2. R. Chang, "Química", McGraw-Hill. 4ª Edición. México, 1992, pp. 1052.

  3. T. L. Brown, H. E. Le Way y B. E. Bursten. "Química La ciencia central", 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.

  4. Arcega Solsona F., “Unidades de medida”, Prensas Universitarias de Zaragoza, México,  pp. 1995

  5. Paul Ander y Anthony J.  Sonnessa, "Principios de Química", Ed. Limusa, México, 1980.

  6. Ayres G. H., “Análisis químico cuantitativo”, 2° ed., Edit. Del Castillo, México, 1970,

  7. Umland J. B. y Bellama J. M., “Química general”, 3°ed., International Thomson, México, 2000.

Web Bibliografía básica:

 
  1. La Seguridad en los Laboratorios de Prácticas, Universidad de Alcalá, 1995, Comisión de  Seguridad y Salud Laboral

    http://www2.uah.es/edejesus/seguridad.htm

  2. C. Palacios, 2000-2001 “Reacciones ácido-base”, rescatado del Web el 26 de septiembre de 2005.

    http://perso.wanadoo.es/cpalacio/acidobase2.htm

  3. Universidad Interamericana De Puerto Rico  “Patrón primario”, rescatado del Web el 13 de octubre de 2005   

    http://ponce.inter.edu/acad/cursos/ciencia/q3120/primario.htm

 

 

 

 

 

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Última modificación:  27 de Julio de 2016