1. CONCEPTOS GENERALES

1.1.DEFINICIÓN DE ÁCIDOS

Ácidos: se define como una sustancia que, cuando se disuelve en agua, se disocia con la formación de iones de hidrógeno como los únicos iones positivos. (Vogel, 1983) Algunos ácidos y sus productos de disociación son los siguientes:

HCL H+ + Cl-

Ácido clorhídrico ión cloruro

HNO3 H+ + NO3-

Ácido nítrico ión nitrato

CH3COOH H+ + CH3COO-

Ácido acético ión acetato

En realidad, los iones hidrógeno (protones) no existen en solución acuosa. Cada protón se combina con una molécula de gua por coordinación con un par de electrones del oxígeno de agua, y se forman los iones de hidronio:

H+ + H2O H3 O+

La existencia de iones de hidronio ha sido probada, tanto en soluciones como en el estado sólido, mediante métodos experimentales modernos. Por lo tanto, las reacciones de disociacion mencionadas deberán expresarse como la reacción de los ácidos con el agua:

HCL + H2O H+ + Cl-

HNO3 + H2O H+ + NO3-

CH3COOH + H2O H+ + Cl-

Por simplicidad se denomina el ión hidronio como H+, todos los ácidos mencionados hasta el momento producen un ión hidrogeno por molécula cuando se disocian, se le denomina ácidos monobásicos.

Los ácidos polibásicos se disocian en más etapas, dando más de un ión hidrogeno por molécula, el ácido sulfúrico es un ácido dibásico y se disocia en dos etapas:

H2SO4 H+ + H2SO4-

H2SO4 H+ + H2SO4-

El grado de disociación difiere de ácido a ácido. Los ácidos fuertes se disocian completamente en diluciones medias, son por lo tanto electrolitos fuertes.

1.2.DEFINICIÓN DE BASE

Una base: se puede definir como aquella sustancia que, cuando se disuelve en agua, se disocia con la formación de iones hidroxilos como los únicos iones negativos. (Vogel, 1983) Los hidroxilos metálicos solubles, tales como el hidróxido de sodio o el hidróxido de potasio, están casi completamente disociados en soluciones acuosas diluidas:

NaOH Na+ + OH-

Éstas son, por lo tanto, bases fuertes. Por ende son electrolitos fuertes, mientras las bases débiles son electrolitos débiles.

2. TEORÍA CLÁSICA DE LAS REACCIONES ÁCIDO Y BASE

2.1.TEORÍA DE ARRHENIUS:

El primer modelo ácido-base utilizable cuantitativamente data del periodo 1880-1890, cuando el científico sueco Svante A. 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 (ac) Na+ (ac) + Cl- (ac)

Al ampliar su estudio, Arrhenius comprobó que, además de las sales, había otras sustancias que al disolverse en agua podían descomponerse en sus iones, y ser conductoras de la corriente eléctrica:

Así, un ácido es aquella sustancia que, al disolverse en agua, libera iones H+, es decir da cationes de hidrogeno:

Anión + H+

AH A- + H+

Una base es aquella sustancia que, en disolución acuosa, libera iones OH-, es decir da cationes de oxhidrilo:

Catión + OH-

B (OH) B+ + OH-

2.2.TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY

En 1923, el danés J. Brönsted y el británico T. Lowry proponen simultáneamente y de forma independiente una teoría que supera los inconvenientes de Arrhenius: le teoría protónica. Según esta, las reacciones ácido base consisten en transferencias de protones entre unas sustancias y otras.

- Una sustancia ácida es aquella que dona protones.

- Una sustancia básica es aquella que aceptar protones

- Con esto, al disolverse un ácido en agua, cede un protón a la molécula de agua, que se comporta como base, aceptándolo:

AH + H2O A- + H3O+

Ejemplo:

HCl + H2O Cl- + H3O+

H2SO4 + H2O HSO4- + H3O+

El ión H3O+ se denomina ión hidronio (también oxonio), y es mucho más estable que un protón aislado.

Al disolver una base en agua, acepta un protón de la molécula de H2O, que queda como OH-

B + H2O BH+ + OH-

Ejemplos:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

NaOH + H2O [Na· (H2O)]+ + OH-

SOLVATACIÓN Y ANFOTERISMO

COMPORTAMIENTO ANFÓTERO

Algunos elementos metálicos, de escaso carácter metálico, forman óxidos cuyos derivados con el agua pueden comportarse como ácidos o como bases. Este comportamiento ácido o base está determinado por la naturaleza de las sustancias (base o ácido) con las que reacciona; con un ácido funcionara como base y con una base como ácido. (Matteini, 2008)

A B + H+

El protón libre producto de tal disociación, debido a su pequeño tamaño y al intenso campo eléctrico que lo rodea, tendrá una gran afinidad con otras moléculas, especialmente aquellas con electrones desapareados o no compartidos, y, por lo tanto, no podrá existir en cantidad apreciable como tal en solución. El protón libre es, por lo tanto, tomado por una base de un segundo sistema ácido-base. (Vogel, 1983)

Por ejemplo, si A1 produce un protón de acuerdo a la ecuación anterior

A1 B1 + H+

Este protón es tomado por B2 formando un ácido A2. De forma general se representa de la siguiente manera:

Base 1 + Ácido2 Ácido 1 + Base2

COMPORTAMIENTO ANFOTERO DEL AGUA