ÁCIDO Y BASE

ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H + ”.
AH  (en  disolución acuosa)  A –  + H +

BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH –

Neutralización

Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H + + OH –   ® H 2 O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base
quedan en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl ®  H 2 O + NaCl (Na + + Cl – )

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY

ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H + ”.
BASE: “Sustancia que en disolución acepta H + ”.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H + ) hay otra
que se comporta como base (captura dichos H + ).
Cuando un ácido pierde H + se convierte en su “base conjugada” y cuando
una base captura H + se convierte en su “ácido conjugado”.

Ejemplo de disociación de un ácido

HCl (g) + H 2 O (l) ® H 3 O + (ac) + Cl – (ac)
En este caso el H 2 O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder
el H + se transforma en Cl – (base conjugada).

Ejemplo de disociación de una base

NH 3 (g) + H 2 O (l)   ® NH 4 + + OH –
En este caso el H 2 O actúa como ácido pues cede H + a la base NH 3 que se
transforma en NH 4 + (ácido conjugado).

TEORÍA DE LEWIS (·)

ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar
un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar
un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Ejemplos

HCl (g) + H 2 O (l) ® H 3 O + (ac) + Cl – (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al
disociarse y quedar como H + va a aceptar un par de electrones del H 2 O
formando un enlace covalente coordinado (H 3 O + ).
NH 3 (g) + H 2 O (l) <-> NH 4 + (ac) + OH – (ac)
En este caso el NH 3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz
de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente
coordinado (NH 4 + ).
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el
AlCl 3 pueden actuar como ácidos:

EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad
eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H 2 O (l) <->  H 3 O + (ac) + OH – (ac)

Como [H 2 O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:

producto iónico del agua

El valor de dicho producto iónico del agua es: K W (25ºC) = 10 –14  M 2 .En el
caso del agua pura: [H 3 O + ] = [OH – ] =  (10 –14 M 2 ) ½  = 10 –7  M. Se denomina pH:

Tipos de disoluciones

Ácidas:  [H 3 O + ] > 10 –7 M  pH < 7
Básicas: [H 3 O + ] < 10 –7 M  pH > 7
Neutras: [H 3 O + ] = 10 –7 M  pH = 7
En todos los casos: K w = [H 3 O + ] x [OH – ]

Luego si [H 3 O + ] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH – ] debe
disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10 –14
M 2 .

Concepto de pOH

Como K w = [H 3 O + ] x [OH – ] = 10 14  M 2

Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14,
para una temperatura de 25 ºC.

pH = –log [H 3 O + ] = 12,6,  de donde se deduce que: [H 3 O + ] = 10 pH = 10 12,6  M
= 2,5×10 13  M

Como K w = [H 3 O + ] x [OH – ] = 10 –14 M 2 , entonces:

pOH = – log [OH – ] = – log 0,04 M = 1,4

Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Electrolitos fuertes y débiles

Electrolitos fuertes: 
Están totalmente disociados. (®)
Ejemplos:
HCl (ac) ® Cl –  + H +
NaOH (ac) ® Na + + OH –
Electrolitos débiles:
Están disociados parcialmente (son equilibrios)
Ejemplos:
CH 3 –COOH (ac) <-> CH 3 –COO –  + H +
NH 3 (ac)+ H 2 O <-> NH 4 + + OH –

Fuerza de ácidos

En disoluciones acuosas diluidas ([H 2 O] @ constante) la fuerza de un ácido
HA depende de la constante de equilibrio:
HA  + H 2 O <-> A –   + H 3 O +

A K a se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su
valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si K a > 100 Þ El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si K a < 1 Þ El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

Ácidos polipróticos

Son aquellos que pueden ceder más de un H + . Por ejemplo el H 2 CO 3 es
diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H + disocie:

Fuerza de bases

En disoluciones acuosas diluidas ([H 2 O]  constante) la fuerza de una
base BOH depende de la constante de equilibrio: B  + H 2 O <-> BH +  + OH – .

Relación entre la constante y el grado de disociación (ionización) “a”
En la disociación de un ácido o una base:

igualmente:

En el caso de ácidos o bases muy débiles (K a /c  o K b /c < 10 –4 ), a se
desprecia frente a 1 con lo que:  K a = c  2     (o K b = c  2 )

De donde:

igualmente:

HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales
pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra.
Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base
débil:
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH 4 + + H 2 O <-> NH 3   + H 3 O +
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH 3 –COO – + H 2 O <-> CH 3 –COOH   +
OH –
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil,
las sales se clasifican en:
 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)

 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
 Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.

Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na + que es un ácido muy
débil como el Cl – que es una base muy débil  apenas reaccionan con agua. Es
decir los equilibrios:
Na + + 2 H 2 O  NaOH   + H 3 O +
Cl – + H 2 O    HCl   + OH –
están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el
agua es insignificante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na + CH 3 –COO –
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na + es un ácido muy débil y
apenas reacciona con agua, pero el CH 3 –COO – es una base relativamente
fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH 3 –COO – + H 2 O <-> CH 3 –COOH + OH –
lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH 4 Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH 4 + es un ácido relativamente
fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl – es una base débil y no lo hace
de forma significativa:
NH 4 + + H 2 O <-> NH 3   + H 3 O +
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH 4 CN
En este caso tanto el catión NH 4 + como el anión CN – se hidrolizan y la
disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.

Como K b (CN – ) = 2 x10 –5 M y K a (NH 4 + ) = 5,6 x 10 –10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que K b (CN – ) es mayor que K a (NH 4 + )