Ácidos e Bases: Teorías e Aplicacións

Ácidos e Bases: Definicións e Características

Desde a Antigüidade elaboráronse definicións para os ácidos e as bases, en función das súas características obtidas experimentalmente:

Características dos Ácidos

Unha substancia pode considerarse ácido se en disolución acuosa:

• Reacciona con metais disolvéndoos e desprendendo burbullas.
• Dá coloración característica cos indicadores.
• As súas disolucións diluídas teñen sabor ácido.
• En disolucións concentradas destrúe os tecidos vivos e a materia orgánica.
• Ataca o mármore e outras rochas carbonatadas producindo efervescencia.
• Reacciona coas bases perdendo as súas propiedades.

Características das Bases

Unha substancia pode considerarse base se en disolución acuosa:

• Produce precipitados nas disolucións dalgúns sales.
• Dá coloración característica cos indicadores.
• As súas disolucións teñen sabor amargo.
• Reacciona con graxa para producir xabón.
• En disolución concentrada é cáustica, ataca os tecidos e a materia orgánica.
• Reacciona cos ácidos perdendo as súas propiedades.

Michael Faraday descubriu que as disolucións acuosas de ácidos e bases eran condutoras da corrente eléctrica. Polo tanto, os ácidos e bases pertencían a un grupo de substancias chamadas electrólitos.

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

• Ácido: electrólito neutro que ao disolverse na auga libera ións H⁺.
• Base: electrólito neutro que en disolución acuosa libera ións OH^-.
• Os ións liberados están hidratados.

Arrhenius explica as reaccións de neutralización como unha reacción entre os ións H⁺ e OH^- para formar auga. Aínda que esta teoría supuxo un avance, ten varias limitacións como:

• Considerar só substancias neutras, descartando os ións como ácidos e bases.
• Referirse a disolucións acuosas unicamente, sen ter en conta que existe comportamento ácido-base con outros disolventes ou en reaccións entre gases.
• Non explica o carácter básico dalgunhas substancias.

Teoría de Brönsted e Lowry

• Ácido: especie química que pode ceder ións H⁺.
• Base: especie química que pode captar ións H⁺.

É fundamental a reversibilidade da cesión de ións H⁺. Cando un ácido cede un protón prodúcese unha especie que poderá captar de novo un protón para rexenerar o ácido. Esta especie será a base conxugada dese ácido. Da mesma maneira, unha base formará o seu ácido conxugado. A cada par de especies HA/A^- ou B/BH⁺ chámaselle par ácido-base conxugado.

Compostos Anfóteros

Chámanse compostos anfóteros aquelas substancias que se poden comportar como ácidos ou como bases dependendo da substancia coa que se enfronten.

Forza de Ácidos e Bases

Grao de Ionización

Un ácido disóciase e a súa constante chámase constante de acidez, K_a. Canto maior sexa K_a máis forte será o ácido e, polo tanto, máis débil será a súa base conxugada. Chámase grao de ionización, ao tanto por un dun ácido que se ioniza.

Clasificación dos Ácidos

• Ácidos fortes: cando o valor da constante é moi alto. Nas súas disolucións diluídas pódese considerar que o equilibrio está totalmente desprazado cara á dereita e que o ácido está totalmente ionizado, co grao de ionización igual a 1.
• Ácidos débiles: teñen constantes de acidez medibles en disolución acuosa porque non se ionizan totalmente, coexistindo cantidades apreciables do ácido sen disociar e dos ións produto da ionización. Nestes casos hai que formular o equilibrio e a constante.

Tamén as bases teñen unha constante de basicidade. Segundo sexa o comportamento das bases en disolución acuosa distinguimos:

• Bases fortes: cando a constante é moi alta. O equilibrio está desprazado cara á dereita e pódense considerar totalmente ionizadas en disolucións diluídas.
• Bases débiles: cando a constante é medible, polo que a ionización non se pode considerar completa e é necesario formular o equilibrio.

É importante non confundir a forza dun ácido ou dunha base co número de protóns que pode ceder ou aceptar. Os ácidos que só poden ceder un electrón chámanse ácidos monopróticos; e os ácidos que poden ceder máis dun electrón chámanse polipróticos. Estes últimos non ceden dunha soa vez e coa mesma facilidade todos os protóns senón que o fan de maneira graduada e cada vez de maneira máis difícil.

Hidrólise de Sales

Estudo Cualitativo da Hidrólise

A hidrólise é unha reacción ácido-base de Brönsted-Lowry dada por algún ión procedente dun sal, na que a auga actúa como ácido ou como base. Chámase grao da hidrólise á fracción de moles de sal hidrolizados, o cociente entre o número de moles de sal que se hidrolizan e o número de moles de sal disoltos.

Tipos de Sales

• Sal de ácido forte e base forte. O ión procedente da base forte é un ácido moi débil e o procedente do ácido forte é unha base moi débil, ningún deles reacciona coa auga. Este tipo de sales non se hidrolizan. A concentración de ións H₃O⁺ e OH^- da disolución será a que provén da autoionización da auga, entón ten pH neutro, 7.
• Sal de ácido forte e base débil. O ión procedente do ácido forte será unha base moi débil e non reaccionará coa auga, porén, o ión procedente da base débil será un ácido relativamente forte que reaccionará coa auga cedendo ións H⁺, do que resulta un pH ácido, < 7.
• Sal de ácido débil e base forte. O ión que procede da base forte é un ácido moi débil que non reaccionará coa auga, mentres que o ión que procede do ácido débil é unha base forte que reaccionará coa auga captando protóns dela, que resulta un pH básico, > 7.
• Sal de ácido débil e base débil. Os dous ións hidrolízanse e o pH dependerá dos ións presentes, haberá que comparar a forza relativa dos dous ións, comparar as súas constantes. Se K_a > K_b, o catión hidrolízase máis que o anión e a disolución será ácida. Se K_a < K_b, o anión hidrolízase máis que o catión e a disolución será básica. Se K_a = K_b, ambos os dous ións están hidrolizados en proporción semellante e a disolución do sal será neutra.

Reaccións Ácido-Base

Neutralización

Fálase desta reacción cando reacciona un ácido e unha base anulándose os seus caracteres específicos. O pH despois dunha neutralización non sempre é neutro, 7, pode haber hidrólise do sal resultante ou exceso dalgún dos reactivos, que inflúen no pH. Nunha reacción de neutralización completa, sempre se cumpre que o número de equivalentes de ácido é igual ao número de equivalentes de base.

Disolucións Reguladoras

Son aquelas nas que o pH se modifica moi pouco cando se lle engaden cantidades moderadas de ácidos e bases. Están formadas por un ácido débil e un sal da súa base conxugada ou por unha base débil e un sal do seu ácido conxugado en concentracións altas de cada especie.

Indicadores Ácido-Base

Para a determinación do pH empréganse pH-metros. Tamén se pode calcular o pH mediante indicadores. Os indicadores son disolucións dalgúns colorantes complexos, ácidos e bases débiles, que teñen distinta cor na súa forma ácida e na súa forma básica, polo que a cor depende do pH do medio. O cambio de cor non ocorre a un pH fixo, senón nun intervalo dunhas dúas unidades que se chama intervalo de viraxe. Canto máis reducido sexa o intervalo de viraxe e canto máis acusada sexa a diferenza de cor, mellor será o indicador. Moitas veces emprégase o papel indicador, que é unha mestura de varios indicadores que teñen como soporte unha tira de papel. Ao ser unha mestura terá distintos cambios de cor segundo o pH.

Volumetrías de Neutralización

Permiten coñecer a concentración de ácido ou base presente nunha disolución. Pertencen a un dos métodos de análise cuantitativa: a análise volumétrica, que consiste en medir o volume dunha disolución de concentración perfectamente coñecida que se necesita para reaccionar total e rapidamente cun volume coñecido de disolución problema.

Na valoración ácido-base mídese o volume de ácido, ou base, de concentración coñecida que se necesita para neutralizar un volume determinado de base, ou ácido, de concentración descoñecida. Cando se valoran ácidos denomínanse acidimetrías e cando se valoran bases, alcalimetrías.

Chámase punto de equivalencia ao momento final da neutralización.