¿Qué ocurre cuando se transfieren protones? 8 h
PRÁCTICA: Volumetría ácido-base
Ácido según Arrhenius es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar iones H+. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, o el ácido nítrico, HNO3.
Base según Arrhenius es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de liberar iones OH-. Por ejemplo, el hidróxido sódico, NaOH, o el hidróxido potásico, KOH.
Ácido según Brönsted-Lowry es toda especie química (molécula o ion) que es capaz de ceder protones a otra especie química.
Base según Brönsted-Lowry es toda especie química (molécula o ion) que es capaz de captar protones.
En realidad, el protón libre, H+, no puede existir en el agua, en lugar de ello, se asocia a una molécula de agua formando el ion hidronio, H3O+. No obstante, se admiten ambas notaciones en la práctica.
Cuando se habla de bases, a menudo se usa el término álcalis para referirse a los hidróxidos de los metales del grupo 1 y 2 (alcalinos y alcalinotérreos). Es importante saber que sólo es aplicable en esos casos, y que el amoniaco, por ejemplo, es una base, pero no un álcali.
Un ácido de Lewis se define como una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
Una base de Lewis es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones.
Las definiciones sucesivas de ácidos y bases amplían el ámbito de aplicación de las mismas, sin invalidar las previas.
En el ámbito de la teoría de Brönsted-Lowry, los ácidos, al ceder un protón, se transforman en una especie que ahora es susceptible de aceptarlo, es decir una base, que se denominará base conjugada. Lo mismo sucede a la inversa con las bases, que se transforman en ácidos conjugados:
Un par conjugado sólo se diferencian en un protón.
Se denomina sustancia anfiprótica a aquella que puede indistintamente donar o aceptar un protón. Un ejemplo de ellas son los aminoácidos: el grupo amino puede aceptar un protón, mientras que el grupo ácido puede donarlo. Las sustancias anfóteras son las que pueden reaccionar tanto con ácidos como con bases. Este término es más general; todas las sustancias anfipróticas son anfóteras, pero al revés no es cierto.
En este ejemplo, se demuestra que el agua es anfótera y por lo tanto anfiprótica:
En este ejemplo, el ZnO reacciona con ácido y con bases, pero no puede actuar como dador de protones, por lo tanto es anfótero, pero no anfiprótico:
En las ácidos polipróticos como el fosfórico, los aniones intermedios entre el ácido y el fosfato son todos ellos anfipróticos y anfóteros, pues pueden dar o aceptar protones.
Se ha visto arriba que el agua es anfótera. Eso hace que dos moléculas de agua puedan reaccionar entre ellas, una como ácido y la otra como base, generando un equilibrio denominado de autodisociación del agua:
En el agua pura, a 25 ºC, se cumple que
Por lo tanto, la concentración de ambas especies será 10-7 M.
El pH es una medida de la acidez de una disolución. Se define como
Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes sin aquellos que están totalmente disociados, mientras que los débiles son aquellos que están parcialmente disociados.
En esta tabla tenéis una lista de los ácidos y bases fuertes:
Cuando se escriben las reacciones de disociación de ácidos y fuertes, se usa flecha de un solo sentido para los fuertes y de doble para los débiles:
Todas estas reacciones son equilibrios químicos con su correspondiente constante, y el valor de la misma sirve para ordenar los ácidos y bases por su fortaleza.
Los ácidos y bases fuertes y débiles se pueden distinguir por sus propiedades:
- los ácidos fuertes reaccionan más vigorosamente con metales como el magnesio o con óxidos metálicos o carbonatos que los débiles, a igualdad de concentración
- los ácidos fuertes dan pH más bajo que los débiles, mientras que las bases fuertes dan pH más alto que las débiles, a igualdad de concentración,
- la conductividad eléctrica de los ácidos y bases fuertes es mayor que la de los débiles
- la entalpía de neutralización de ácidos y bases fuertes entre sí es exotérmica y prácticamente la misma independientemente de los protagonistas, mientras que cuando alguno de los reactivos es débil, es ligeramente menos exotérmica
Considerando los pares conjugados, cuando tenemos un ácido o base fuerte, la base o ácido conjugados son extremadamente débiles, tanto, que no van a exhibir ningún tipo de comportamiento ácido-base. Eso no ocurre cuando se trata de ácidos o bases débiles, en los que los pares conjugados sí van a exhibir comportamiento ácido-base, si bien también con carácter débil. En general, cuanto más fuerte el ácido o base, más débil el par conjugado.
En una reacción de neutralización, un ácido reacciona con una base produciendo una sal y agua. Esta reacción es rápida y cuantitativa, y es la base de la técnica analítica volumétrica llamada titulación ácido-base.
Esa es la forma típica: un crecimiento gradual moderado seguido de un brusco salto que termina en un nuevo crecimiento moderado (titulación de ácido fuerte con base fuerte). El momento en el que se han añadido exactamente los moles de titulante que neutralizan los de la especie titulada se llama punto de equivalencia o estequiométrico, pues responde al instante en que no hay ni ácido ni base en exceso. El punto de equivalencia es difícil de obtener, pero si se elige bien el indicador, el error es despreciable.
Un indicador es una sustancia con propiedades ácido-base débil, que tiene un color en medio ácido y otro distinto en medio básico, produciéndose el cambio en un intervalo de dos unidades de pH más o menos. Si se consigue que el punto de equivalencia esté dentro de esa zona de viraje, el error es mínimo. El momento del cambio de color del indicador se llama punto final.
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