Ácidos y Bases*

¿Qué es un ácido o una base? Los ácidos y las bases han formado parte de nuestra vida cotidiana, desde el ácido cítrico presente en los limones, el ácido acético del vinagre, el ácido acetilsalicílico usado para curar enfermedades, hasta el ácido muriático (que es ácido clorhídrico comercial) usado para limpiar pisos, hemos usado estas sustancias para un sin fin de cosas diferentes. Los conocemos y usamos, así que es hora de entenderlos.

Los ácidos se clasifican de acuerdo a 3 diferentes criterios.

Clasificación de Arrhenius:

La definición de Arrhenius señalaba que ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar iones H+ (protones) o iones hidronio: H3O. Una base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones OH". De esta forma se explica el comportamiento ácido del HCl y el básico del NaOH:

HCl ↔ H⁺ + Cl¯

NaOH ↔ Na⁺ + OH¯

Clasificación de Bronsted – Lowry:

En 1923, de manera independiente, Brönsted y Lowry propusieron que los ácidos son aquellas sustancias donadoras de protones y las bases las aceptoras de protones. En disolución acuosa esta definición es prácticamente idéntica a la de Arrhenius sobre protones e hidróxidos:

2 H2O ↔ H3O⁺ + OH¯

Clasificación de Lewis:

Por su parte, Lewis propondría que un ácido es aquella sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Una base corresponde entonces a una sustancia capaz de donar un par de electrones.

Una vez entendido a que se refiere un pacido y una base, hay que diferenciar lo que pasa cuando un ácido o una base entran en una solución acuosa.

Entonces, cuando nosotros agregamos un ácido, como por ejemplo el ácido muriático (HCl), éste ácido, al entrar a la disolución, se va a disociar, en otras palabras que se va separar:

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Todos los ácidos y bases siguen esta regla, sin embargo no todos los ácidos se van a disociar al 100%. Esto es lo que define si un ácido es fuerte o débil. Entonces podemos enunciar que un ácido o una base son fuertes si casi el 100% de sus moléculas se disocian, por el contrario, un ácido o una base débil, no se disociarán en un 100%.

La forma más cómoda de medir estas disociaciones va a corresponder al pH.

El pH (potencial hidrógeno) se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno o hidrónio.

pH = -log [H⁺]

La función de logaritmo es muy conveniente hablando en términos de pH. Una solución acuosa que contenga una concentración de 1 M de iones, tiene un pH = 0; si tiene una concentración 0.1, entonces el pH será de 1; de 0.001 = pH a 3. La siguiente tabla muestra la concentración real y el pH correspondiente:

Concentración Molar de iones H+	pH correspondiente
1	0
0.1	1
0.01	2
0.001	3
0.0001	4
0.00001	5
0.000001	6
0.0000001	7
0.00000001	8
0.000000001	9
0.0000000001	10
0.00000000001	11
0.000000000001	12
0.0000000000001	13
0.00000000000001	14

Como el lector podrá notar, cada vez que el pH se hace más grande la concentración molar de iones H⁺ es cada vez menor. De esta manera vamos a distinguir una escala de pH. Esta escala va de 0 a 14. El pH de 7 corresponde a las sustancias neutras, como el agua o los jabones neutros.

* Existen 4 formas de medir el pH dependiendo si es ácido fuerte o débil o base fuerte y débil

a continuación se muestran las 4 fórmulas

ácido fuerte-----pH= -log [H⁺]

ácido débil------pH= 1/2(-logKa) -1/2 log C

base débil-------pH= pKw - 1/2(-logKb) + 1/2 log C

base fuerte------pH= pKw - pOH

pOH= -log [OH^-]

Ka= Cte. de disociación ácida

C= concentración

Kb= Cte. de disociación básica

pKw= 14

[   ]= Concentración

Ecuación Henderson - Hasselbach

pH= pK + [base conjugada] / [ácido]     ó       pH= pK - [ácido] / [base conjugada]