Portal para Investigadores y Profesionales

Encuentra más Cursos o Publica tu Contenido en ElPrisma.com





Acidez y Basicidad



Enlaces Patrocinados






Navigation bar
  Start Previous page
 1 of 4 
Next page End 1 2 3 4  

INTRO.LA ACIDEZ Y LA BASICIDAD
 
La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos
importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales
sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las
bases como aceptoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su
base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Tales
procesos se denominan reacciones ácido-base.
La acidez y la basicidad son dos formas contrapuestas de comportamiento de las sustancias
químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los químicos. En los albores mismos de la
ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron sistemáticamente el comportamiento de las
sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y álcali (base).
Pero junto con los estudios descriptivos de sus propiedades, el avance de los conocimientos sobre
la estructura del átomo y sobre la naturaleza íntima de los procesos químicos aportó nuevas ideas
sobre los conceptos de ácido y de base.
En la actualidad, el resultado final de la evolución de esos dos conceptos científicos constituye un
importante capítulo de la química general que resulta imprescindible para entender la multitud de
procesos químicos que, ya sea en la materia viva, ya sea en la materia inerte, se engloban bajo el
nombre de reacciones ácido-base.
 
EL COMPORTAMIENTO QUÍMICO DE ...
 
El estudio de los procesos químicos en los que intervienen ácidos y bases ocupa un lugar
destacado en la historia de la química. Antes de que se conociera el comportamiento a nivel
molecular de este tipo de sustancias, se reconocían por sus propiedades características. Esta
idea de definir el concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente
una sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de compuestos
fue introducida por Boyle en 1663. Posteriormente un conocimiento más preciso de las fórmulas
químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebig (1803-1873), a definir los ácidos
por su composición molecular; sin embargo, la vieja idea de Boyle, aunque transformada con las
sucesivas definiciones de ácidos y bases, sigue aún en pie.
Propiedades químicas de los ácidos
El comportamiento químico de los ácidos se resume en las siguientes propiedades:
Poseen un sabor agrio. La palabra ácido procede, precisamente, del latín (acidus = agrio) y
recuerda el viejo procedimiento de los químicos antiguos de probarlo todo, que fue el origen de un
buen número de muertes prematuras, por envenenamiento, dentro de la profesión.
Colorean de rojo el papel de tornasol. El tornasol es un colorante de color violeta en disolución
acuosa (tintura de tornasol) que puede cambiar de color según el grado de acidez de la disolución.
Impregnado en papel sirve entonces para indicar el carácter ácido de una disolución. Es, pues, un
indicador.
Sus disoluciones conducen la electricidad. La calidad de una disolución ácida como conductor
depende no sólo de la concentración de ácido, sino también de la naturaleza de éste, de modo
que, a igualdad de concentración, la comparación de las conductividades de diferentes ácidos
permite establecer una escala de acidez entre ellos.
Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con cinc o con algunos otros
metales.
Propiedades químicas de las bases
Las bases, también llamadas álcalis, fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los
ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía
neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o
reduce sus propiedades características. Otras propiedades observables de las bases son las
siguientes:
Tienen un sabor amargo característico.
Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen    la electricidad.
Colorean de azul el papel de tornasol.
Reaccionan con los ácidos para formar una sal más           agua.
 
DISOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCI ...
 
Un poco de historia
Aun cuando Faraday había introducido el término ion para designar las partículas cargadas que
transportaban la electricidad en el seno de las disoluciones conductoras, no especificó en qué
consistían realmente esos iones. El químico sueco Arrhenius se interesó pronto por el estudio de
las disoluciones y, en particular, por las de los llamados electrolitos o sustancias capaces de
conducir la electricidad en disolución. Observó que las disoluciones de electrolitos no cumplían ni
las leyes de Raoult sobre la variación de los puntos de ebullición y congelación de las
disoluciones, ni la de Van't Hoff sobre la presión osmótica de la misma manera que lo hacían las
disoluciones de los no electrolitos.
Al disolver en agua el cloruro de sodio (NaCl) se producía una disminución del punto de
congelación de la disolución doble del que resultaba aplicando las leyes de Raoult; si se empleaba
cloruro de bario (BaCl2) como soluto, la temperatura de congelación bajaba tres veces más que lo
calculado a partir de dichas leyes. Tal circunstancia se repetía de una forma regular para otras
sustancias análogas, lo que hizo sospechar a Arrhenius la existencia de una disociación o ruptura
de las supuestas moléculas del electrolito en varios fragmentos por efecto de la disolución.
Además, las partículas deberían poseer carga eléctrica de acuerdo con el concepto de ion
avanzado por Faraday. Según Arrhenius el cloruro de sodio se disociaría en la forma:
NaCl
Na
+
+ Cl
-
y el cloruro de bario:
BaCl2
Ba
2+
+ 2 Cl
-
Tal disociación, al multiplicar el número de partículas, explicaba los resultados anómalos obtenidos
en la aplicación de las leyes de Raoult y en el estudio de la presión osmótica, que dependen,
como es sabido, de la concentración de partículas de soluto en la disolución.
La idea de la disociación iónica fue extendida por el propio Arrhenius a los ácidos y a las bases, lo
que le permitió encontrar una explicación coherente a su comportamiento característico.
Los conceptos de ácido y de base según Arrhenius
Cuando el HCI se disuelve en el agua (aq) sus moléculas se disocian en la forma:
HCl
H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Este mismo comportamiento puede aplicarse a los ácidos típicos:
     
           
y extenderse a otros ácidos.
De acuerdo con su idea de disociación iónica, la existencia en todos los casos de iones H
+
libres
en la disolución, llevó a Arrhenius a postular que el carácter ácido está relacionado directamente
con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H
+
. La diferencia en la
fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus
respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad.
Según la teoría de Arrhenius, la relación entre ambos hechos es clara. La reacción de disociación
de un ácido en disolución es un caso particular de equilibrio químico. Representando por AH la
fórmula de un ácido genérico, la reacción de disociación del ácido se puede escribir, de acuerdo
con las ideas de Arrhenius, en la forma:
AH
A
-
(aq) + H
+
(aq)
En los ácidos fuertes la reacción estaría desplazada hacia la derecha de modo que abundarían
más los iones H
+
(aq), ya que todo el AH estaría prácticamente disociado. Ello explicaría a la vez
el fuerte carácter ácido y su elevada conductividad, debida a la abundancia en la disolución de
iones portadores de carga. Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación sería
pequeño, es decir, sólo una pequeña fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones,
estando el equilibrio desplazado hacia la izquierda.
De acuerdo con las ideas de Arrhenius, un esquema explicativo análogo podría aplicarse a las
bases. Los hidróxidos, que eran las bases mejor conocidas, al disolverse en el agua se disociarían
en la forma:
KOH   
    K
+
(aq)     + (OH)
-
(aq)
NaOH  
   Na
+
(aq)   + (OH)
-
(aq)
Mg(OH)2
Mg
+2
(aq)
 
+ 2(OH)
-
(aq)
Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases
todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH
-
.
Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre
sí y ambas, con el grado de disociación que presenta dicha base en disolución acuosa.
Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de
óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones
acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son
agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH
se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas
reciben el nombre de lejías.
Una explicación para la neutralización
La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de
neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo:
ácido + base
sal + agua
Así, por ejemplo:
HCI(aq) + NaOH(s)
NaCl(aq) + H2O
De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones
H
+
y OH
-
característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua:
H
+
+ OH
-
H2O
Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H
+
procedentes del ácido serán
neutralizados por los OH
-
procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a la disolución
resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H
+
no neutralizados, debido
a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido.
Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras
aproximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los
procesos químicos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aún utilizando por su sencillez en
aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor
científico.
 
CONCEPTOS ACTUALES DE ÁCIDO ...
 
Limitaciones de las definiciones de Arrhenius
Las definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer
lugar, el ion H
+
en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la
molécula de agua, el ion H
+
se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H3O
+
según la reacción:
H2O + H
+
H3O
+
Previous page Top Next page
Comparte ElPrisma.com en:   Tweet     Mister Wong 


Es política de El Prisma.com cumplir con las leyes nacionales y tratados internacionales que protegen la propiedad intelectual y los Derechos de Autor (Copyright). Los textos mostrados en esta página han sido enviados por nuestros usuarios que han declarado ser los autores de los mismos y han permitido su uso por parte de www.elprisma.com, si usted considera que la información contenida en esta página viola sus derechos de autor, por favor envíenos su notificación de infracción a sugerencias1[en]elprisma.com y removeremos los textos de nuestros servidores. Condiciones de Uso.

Administración de Empresas y Negocios, Economía y Finanzas, Mercadeo y Publicidad, Arquitectura, Diseño Gráfico, Diseño Industrial, Teología, Pedagogía, Ciencias Políticas, Derecho, Historia, Bellas Artes, Comunicación y Periodismo, Español y Literatura, Filosofía, Ingeniería Civil, Ingeniería de Minas y Petróleos, Ingeniería de Sistemas e Informática, Ingeniería Eléctrica y Electrónica, Ingeniería Industrial, Ingeniería Mecánica, Ingeniería Química, Biología, Física, Geografía, Matemáticas, Química, Medicina, Odontología, Psicología, Agronomía, Veterinaria, Zootecnia.