Características generales de ácidos y de bases

Objetivo 1:
Enumere las características de soluciones ácidas y básicas, e identifique los iones responsables de estas propiedades.

Los ácidos son generalmente una clase de las sustancias que saben agrio, por ejemplo el vinagre, que es una solución diluida del ácido acético. Las bases, o las sustancias alcalinas, son caracterizadas por su sabor amargo y sensación jabonosa. La primera definición exacta del un ácido y una base fue dada por Svante Arrhenius, y se conoce como teoría de Arrhenius.

El protón en agua: Teoría De Arrhenius

El químico sueco Arrhenius definió un ácido como una sustancia que ioniza en agua para dar iones de hidrógeno, y una base como una sustancia que ioniza en agua para dar iones del hidróxido.

El ácido hidroclórico, $HCl$ , es un ácido fuerte, y es muy soluble en agua. Disocia en sus iones componentes de la manera siguiente:

$HCl (g)$ H ⁺(ac) + Cl ^-(ac)

El ion de hidrógeno interactua fuertemente con un par solitario de electrones en el oxígeno de una molécula de agua. El ion que resulta, H ₃O ⁺se llama el ion del hydronio.

Se forman las soluciones ÁCIDAS cuando un ácido transfiere un protón al agua.

La reacción de HCl con agua se puede escribir en cualquiera de las maneras siguientes:

$HCl (ac) + H$ ₂O (l) H ₃O ⁺(ac) + Cl ^-(ac)

$HCl (ac)$ H ⁺(ac) + Cl ^-(ac)

El concepto de Brønsted-Lowry de ácidos y de bases

Objetivo 2
Definir el ácido de Brønsted y la base de Brønsted y conjugar los pares ácido-base. Identificar la base conjugada asociada a un ácido de Brønsted, y el ácido conjugado asociado a una base dada de Brønsted.

Los ácidos son las sustancias que son capaces de donar un protón, y las bases son sustancias capaces de aceptar un protón.

Así pues, en el ejemplo arriba, HCl actúa como ácido de Brønsted donando un protón en agua, y el agua en cambio actúa como base de Brønsted aceptando un protón de HCl.

El agua puede actuar como un ácido o base. Aquí está otro ejemplo:

$NH$ ₃(ac) + H ₂O(l) NH ₄⁺(ac) + OH ^-(ac)

Aquí, $el H$ ₂O actua como ácido de Brønsted donando un protón $al NH$ ₃que actúa como base de Brønsted.
Usando la definición de Arrhenius, decimos que la solución que resulta es básica porque contiene iones $OH$ ^-, así decimos que $la molécula del NH$ ₃ es básica (un aceptor del protón).

Todos los ácidos de Arrhenius son también ácidos de Brønsted.
Todas las bases de Arrhenius son también bases de Brønsted.

Pares Conjugados De Acido-Base

Miremos la reacción

de NH

₃y

H

₂O otra vez:

(1) $NH$ ₃+ H ₂O NH ₄⁺+ OH ^-

La reacción reversa es:

(2) $NH$ ₄+ OH ^- NH ₃+ H ₂O

En este caso, $NH$ ₄⁺actua como ácido que dona un protón $al OH$ ^-. $OH$ ^-actua como base.

Un ácido y una base que son relacionadas por el aumento y la pérdida de un protón se llaman un par conjugado de ácido-base . Por ejemplo, $el
NH$ ₄⁺es el ácido conjugado $de
NH$ ₃, y $el NH$ ₃es la base conjugada $de NH$ ₄⁺.

Cada ácido ha asociado a él una base conjugada.
Asi mismo, cada base ha asociado a ella un ácido conjugado.

Los ácidos y las bases pueden ser especies neutrales o cargadas: $H$ ₂O (ácido o base, neutrales), $O$ ₂^-(base, cargada), $C$ ₂H ₃O ₂^-(ácido, cargado)

Para cualquier reacción:

$HA + H$ ₂O H ₃O ⁺+ A ^-

Si HA es un ácido fuerte porque entrega su protón fácilmente, entonces $A$ ^-es una base débil porque tiene poca afinidad para el protón.

Si la HA es un ácido débil porque dona muy pocos protones al agua, entonces $A$ ^-tiene una alta afinidad para un protón, y $A$ ^-es una base más fuerte que el agua.