ácidos y bases

ácidos y bases

Características de los ácidos y bases

Ácidos:

• Tienen sabor agrio. • Son corrosivos para la piel. • Enrojecen ciertos colorantes vegetales. • Disuelven sustancias • Atacan a los metales desprendiendo H2. • Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. 

                      

Bases: Bases:
 
• Tiene sabor amargo. • Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. • Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. • Precipitan sustancias disueltas por ácidos. • Disuelven grasas. • Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

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

Ejemplos: 
- HCl (en disolución acuosa) → Cl–  + H+ - H2SO4 (en disolución acuosa) → SO42–  + 2 H+

• BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH  (en disolución acuosa) → B+  + OH–

Ejemplo: 
- NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–
Neutralización Neutralización

Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: 
H+ + OH–  → H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl →  H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
• ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.  • BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”. 
Par  Ácido/base  conjugadoP ar 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”. 
– H+
 ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) + H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) –

TEORÍA DE LEWIS  

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar.

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitario. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son también ácidos 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) + H2O (l) → H3O+(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 H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). 

• NH3 (g) + H2O (l) Á NH4+(ac) + OH–(ac) 
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
 

Tipos  de  disolucionesT ipos de disoluciones

• Ácidas:  [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7 • Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7 • Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–] 
Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.




Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
Zumo de limón
Cerveza Leche
Agua destilada
Sangre Agua mar Amoniaco
Concepto  de  C oncepto de p pOH. OH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: 

Clasificación General de los Ácidos:

Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios expuestos a continuación.

• ÁCIDOS INORGÁNICOS O MINERALES:
• Hidrácidos: compuestos binarios con fórmula HX, donde X es un no-metal (halógeno o anfígeno): HF  ác. fluorhídrico  HBr  ác. bromhídrico, HCl  ác. clorhídrico...

• Oxácidos u Oxoácidos: compuestos ternarios con fórmula H_aX_bO_c, donde X es un no-metal o metal de transición: H₂SO₄ ác. sulfúrico  H₂SO₃ ác. sulfuroso  H₂CO₃ ác. carbónico...

• ÁCIDOS ORGÁNICOS:
• Monocarboxílicos: compuesto orgánico con 1 grupo carboxilo (-COOH). CH₃CH₂CH₂COOH...
  
• Dicarboxílicos: compuesto orgánico con 2 grupos carboxilo (-COOH).  HOOC-(CH₂)-COOH...
• Policarboxílicos: compuesto orgánico con más de 2 grupos carboxilo (-COOH). Ej: ácido cítrico
• Sulfónicos: compuesto con fórmula R-S(=O)₂-OH donde R es una cadena carbonada. Ej: CH₃SO₂OH

• SEGÚN LA FUERZA DEL ÁCIDO:
• Ácidos Fuertes: en disolución acuosa se disocia completamente (HA → H⁺ + A^-). HCl, H₂SO₄ ...
• Ácidos Débiles: en disolución acuosa se disocia parcialmente (HA ↔ H⁺ + A^-). CH₃COOH, HCN ...
  
• SEGÚN ÁTOMOS DE H QUE DONAN:
• Ácidos Monopróticos: capaces de donar 1 protón por molécula en la disociación. HCOOH, C₆H₅COOH
• Ácidos Dipróticos: capaces de donar 2 protones por molécula en la disociación. H₂SO₄ ...
• Ácidos Polipróticos: capaces de donar más de 2 protones por molécula. H₃PO_{4 ...}