Figura 1
1.- Introducción.
La palabra “ácido” es derivado del sabor agrio con este tipo de sustancias (del latín acidus-agrio o acetum-vinagre).Algunas características que presentan estas sustancias fueron estudiadas por Robert Boyle en 1663 como son: alto poder como solventes, reaccionan con metales, dan color a los vegetales azules, precipitan algunos sulfuros y catalizan un sinnúmero de reacciones químicas.
La antítesis de los ácidos son las llamadas sustancias álcalis (del árabe al-kali que significa ceniza de planta) que entre sus propiedades destacan: su poder detergente, untuosos o jabonosos al tacto, su poder para disolver aceites y azufre, funcionar en algunas reacciones como catalizadores y su propiedad más sobresaliente el de neutralizar o destruir las propiedades de los ácidos.
Cuando se pone en contacto un ácido con un álcali se forma una sal que no presenta propiedades de un ácido ni de un álcali. Así, la formación de una sal hacía pensar que esta se puede derivar de dos constituyentes de naturaleza opuesta. Sin embargo, existían algunos compuestos que no presentaban las propiedades típicas de los álcalis como son los óxidos metálicos y las aminas que eran capaces de neutralizar a los ácidos. Fue así como en 1774 el francés Roulle amplió el concepto de álcali por el de BASE, definiendo una base como una sustancia cualquiera que reacciona con un ácido para formar una sal.
Estos primeros puntos de vista no incluyeron ninguna explicación o interpretación de los fenómenos observados, la primera teoría del comportamiento ácido fue propuesta por el Químico francés Lavoisier en 1780. Sus experimentos demostraron que varios elementos tales como el carbono, nitrógeno, azufre, fósforo etc. dan características ácidas cuando primero se queman con oxígeno y luego se disuelven en agua y en este sentido concluyó que el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos. Esta teoría de la acidez del oxígeno dejó su marca en el nombre del elemento (del griego oxus-agrio y gennao-productor). Aunque esto fue mantenido por algunos químicos tan notables como Berzelius y Gay-Lussac años después se encontraron evidencias claras de esta falsedad, puesto que existían también una serie de óxidos como aquellos formados por el sodio, potasio, calcio, magnesio etc., que al ser disueltos en agua dan compuestos básicos y no ácidos, lo que no está de acuerdo con la teoría de Lavoisier. Más aún, con el conocimiento de la composición de las sustancias se hacia más extensiva y certera que muchos ácidos no contenían oxígeno. Primero fue Berthollet quien obtuvo evidencias claras de que el hidrógeno sulfurado (ácido sulfhídrico) no contenía oxígeno; el experimento más concluyente fue aportado por Humpry Davy quién demostró en 1810 que el ácido clorhídrico está constituido exclusivamente de hidrógeno y cloro y no contiene oxígeno.
Davy fue el primero en expresar la opinión de que “un ácido no depende de una sustancia elemental en particular, sino del arreglo peculiar de distintas sustancias”, un punto de vista que tiene mucho en común con las ideas desarrolladas posteriormente sobre ácidos y bases. Sin embargo, se hizo claro que todas las sustancias aceptadas comúnmente como ácidas contenían hidrógeno, pero no presentaban propiedades ácidas, por lo que fue necesaria una rectificación.
En 1838 el alemán Liebing definió un ácido como “un compuesto conteniendo hidrógeno, en el que el hidrógeno puede ser reemplazado por un metal” una definición que ayudó a entender la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Las bases fueron consideradas como sustancias que neutralizaban los ácidos con la formación de sales, pero no había una teoría que hablara de su composición. Para mediados de siglo XIX existían más preguntas que respuestas alrededor de las extraordinarias propiedades de los ácidos y las bases, entre ellas podemos citar:
La antítesis de los ácidos son las llamadas sustancias álcalis (del árabe al-kali que significa ceniza de planta) que entre sus propiedades destacan: su poder detergente, untuosos o jabonosos al tacto, su poder para disolver aceites y azufre, funcionar en algunas reacciones como catalizadores y su propiedad más sobresaliente el de neutralizar o destruir las propiedades de los ácidos.
Cuando se pone en contacto un ácido con un álcali se forma una sal que no presenta propiedades de un ácido ni de un álcali. Así, la formación de una sal hacía pensar que esta se puede derivar de dos constituyentes de naturaleza opuesta. Sin embargo, existían algunos compuestos que no presentaban las propiedades típicas de los álcalis como son los óxidos metálicos y las aminas que eran capaces de neutralizar a los ácidos. Fue así como en 1774 el francés Roulle amplió el concepto de álcali por el de BASE, definiendo una base como una sustancia cualquiera que reacciona con un ácido para formar una sal.
Estos primeros puntos de vista no incluyeron ninguna explicación o interpretación de los fenómenos observados, la primera teoría del comportamiento ácido fue propuesta por el Químico francés Lavoisier en 1780. Sus experimentos demostraron que varios elementos tales como el carbono, nitrógeno, azufre, fósforo etc. dan características ácidas cuando primero se queman con oxígeno y luego se disuelven en agua y en este sentido concluyó que el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos. Esta teoría de la acidez del oxígeno dejó su marca en el nombre del elemento (del griego oxus-agrio y gennao-productor). Aunque esto fue mantenido por algunos químicos tan notables como Berzelius y Gay-Lussac años después se encontraron evidencias claras de esta falsedad, puesto que existían también una serie de óxidos como aquellos formados por el sodio, potasio, calcio, magnesio etc., que al ser disueltos en agua dan compuestos básicos y no ácidos, lo que no está de acuerdo con la teoría de Lavoisier. Más aún, con el conocimiento de la composición de las sustancias se hacia más extensiva y certera que muchos ácidos no contenían oxígeno. Primero fue Berthollet quien obtuvo evidencias claras de que el hidrógeno sulfurado (ácido sulfhídrico) no contenía oxígeno; el experimento más concluyente fue aportado por Humpry Davy quién demostró en 1810 que el ácido clorhídrico está constituido exclusivamente de hidrógeno y cloro y no contiene oxígeno.
Davy fue el primero en expresar la opinión de que “un ácido no depende de una sustancia elemental en particular, sino del arreglo peculiar de distintas sustancias”, un punto de vista que tiene mucho en común con las ideas desarrolladas posteriormente sobre ácidos y bases. Sin embargo, se hizo claro que todas las sustancias aceptadas comúnmente como ácidas contenían hidrógeno, pero no presentaban propiedades ácidas, por lo que fue necesaria una rectificación.
En 1838 el alemán Liebing definió un ácido como “un compuesto conteniendo hidrógeno, en el que el hidrógeno puede ser reemplazado por un metal” una definición que ayudó a entender la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Las bases fueron consideradas como sustancias que neutralizaban los ácidos con la formación de sales, pero no había una teoría que hablara de su composición. Para mediados de siglo XIX existían más preguntas que respuestas alrededor de las extraordinarias propiedades de los ácidos y las bases, entre ellas podemos citar:
1. - ¿Cómo el hidrógeno de un compuesto puede provocar las propiedades ácidas?
2. - ¿Por qué existen ácidos fuertes, ácidos medios y ácidos muy débiles?
3. - ¿Por qué los ácidos fuertes son los que presentan mayor efecto catalítico?
4. - ¿Mediante qué mecanismos los ácidos son capaces de conducir corriente eléctrica?
5. -¿Qué tienen de especial las bases que pueden neutralizar las propiedades de los ácidos independientemente de su fuerza?
2.- Teoría de Arrhenius.
La respuesta a estas interrogantes se dieron en la década de 1880-1890 con los trabajos del Químico Sueco Svante Arrhenius quién en su trabajo de tesis doctoral propuso la Teoría de Disociación Electrolítica donde tuvo sus éxitos más impactantes en el campo de los ácidos y las bases. Su trabajo consistía en medir la conductividad eléctrica y el efecto catalítico de diferentes ácidos bajo las mismas condiciones de concentración, voltaje, amperaje, temperatura etc., algunos de sus resultados se observan en el cuadro número 1.
En sus estudios Arrhenius encontró que aquellos compuestos de hidrógeno caracterizados como ácidos fuertes eran buenos conductores de la corriente eléctrica y presentaban excelentes efectos catalíticos, propuso entonces que los ácidos eran capaces de disociarse en iones hidrógeno cuando se hallaban en solución. Como el grado de disociación o ionización puede ser medido por la conductividad eléctrica existía un medio para medir la fuerza de un ácido con exactitud. Así, la concentración de los iones hidrógeno en solución ácida es directamente proporcional a la conductividad.
Si el poder catalítico de tales soluciones es también debido a su contenido de iones hidrógeno, entonces debe existir una proporcionalidad entre el efecto catalítico y la conductividad eléctrica. Por otro lado el que no todos los ácidos presenten la misma fuerza debe hallarse la razón en la extensión del grado de disociación y la causa estará gobernada por la fuerza de su enlace químico, así, los ácidos fuertes tendrán alto grado de disociación y un enlace químico débil y por el contrario un ácido débil tendrá un enlace químico muy fuerte que le impide su disociación.
Bajo esta concepción Arrhenius fue capaz de definir lo que debe ser una sustancia ácida y una básica y aclarar muchas confusiones:
ACIDO: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno.
BASE: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidroxilo.
Así, el causante de las propiedades ácidas es el H+ y el causante de las propiedades básicas es el OH-. Con estas sencillas ideas surge la causa del porque una base es capaz de neutralizar un ácido y es porque el contacto entre ellos produce una sustancia neutra que es el agua:
Si el poder catalítico de tales soluciones es también debido a su contenido de iones hidrógeno, entonces debe existir una proporcionalidad entre el efecto catalítico y la conductividad eléctrica. Por otro lado el que no todos los ácidos presenten la misma fuerza debe hallarse la razón en la extensión del grado de disociación y la causa estará gobernada por la fuerza de su enlace químico, así, los ácidos fuertes tendrán alto grado de disociación y un enlace químico débil y por el contrario un ácido débil tendrá un enlace químico muy fuerte que le impide su disociación.
Bajo esta concepción Arrhenius fue capaz de definir lo que debe ser una sustancia ácida y una básica y aclarar muchas confusiones:
ACIDO: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno.
BASE: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidroxilo.
Así, el causante de las propiedades ácidas es el H+ y el causante de las propiedades básicas es el OH-. Con estas sencillas ideas surge la causa del porque una base es capaz de neutralizar un ácido y es porque el contacto entre ellos produce una sustancia neutra que es el agua:
ACIDO (H+) + BASE (OH-) = NEUTRA (H2O)
a).- CONCLUSIONES DE LA TEORIA DE ARRHENIUS:
1. - Ácidos fuertes son buenos conductores de la corriente eléctrica.
2. - Ácidos fuertes son excelentes catalizadores.
3. - Ácidos fuertes se encuentran altamente disociados en iones hidrógeno.
4. - La conductividad eléctrica es proporcional al efecto catalítico y al grado de disociación.
5. - La fuerza de un ácido es proporcional al grado de disociación e inversamente proporcional a la fuerza del enlace químico.
6. - Ácido: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (H+).
7. - Base: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH).
8. - Una base neutraliza a un ácido porque se forma en la reacción una sustancia neutra como el agua.
9. - Se deduce de su teoría la igualdad: N (ácido) X V (ácido) = N (base) X V (base)
b).- FALLAS QUE PRESENTA LA TEORIA DE ARRHENIUS.
A pesar de los éxitos alcanzados por esta teoría para explicar las propiedades de los ácidos y las bases, había ciertas evidencias experimentales que no podían explicarse bajo esta óptica, entre ellos tenemos:
1. - ¿Cuál es la verdadera naturaleza del ion hidrógeno en solución?
2. -¿Por qué los ácidos 100% puros no conducen la corriente eléctrica, no actúan como catalizadores, no disuelven a los metales, en fin no funcionan como ácidos, pero bastan unas cuantas gotas de agua para que se manifieste su fuerza?
3. - Hay algunos compuestos químicos como los óxidos metálicos y las aminas o amoniaco que sin contener el radical hidroxilo son capaces de neutralizar los ácidos.
3.- TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY
Se acepta generalmente que una de las razones por las cuales el agua es un excelente solvente de los compuestos iónicos, es que en solución acuosa los iones son estabilizados por sus fuertes atracciones hacia las moléculas de agua. Esta atracción es particularmente fuerte debido a la asimetría de la distribución de carga en la molécula de agua. Cada ion está hidratado en solución acuosa, o sea unido fuertemente a un número de moléculas de agua. El protón es singular entre los iones, porque no tiene electrones. En consecuencia, el radio del H+ es sólo el radio nuclear 10-12 cm el cual es considerablemente menor que el radio atómico 10-8 cm. Por tanto, el protón en mayor grado que cualquier otro ion debe ser capaz de aproximarse e incorporarse él mismo al sistema electrónico de una molécula del solvente. En otras palabras si los iones ordinarios son hidratados, el protón debe estar más íntimamente ligado al solvente y no es correcto considerar una disociación ácida como una producción de protones “libres”. El impacto de este raciocinio sobre el problema ácido-base es el siguiente. Si el protón existe como H3O+ hidratado, no es totalmente exacto considerar que la disociación está representada por:
HCl = H+ + Cl-
Una opinión más realista es considerar que la disociación ácida es la TRANSFERENCIA de un protón del ácido al solvente:
HCl + H2O = H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Esto sugiere a la vez que un ácido no es necesariamente una sustancia que se disocia para dar un protón, sino más bien que es una molécula capaz de transferir o de donar un protón a otra molécula. Las consideraciones que acabamos de señalar condujeron en 1923 a un concepto más general para los ácidos y las bases, llamado definición de Lowry-Bronsted.
ACIDO: Es una especie que tiene tendencia a perder o donar un protón.
BASE: Es una especie que tiene tendencia a aceptar o incorporar un protón.
De acuerdo con esto, la ionización del ácido clorhídrico se presenta con el HCl (que actúa como ácido), donando un protón al agua (que actúa como base). Con las nuevas definiciones ácido-base podemos explicar rápidamente las fallas que no eran entendidas bajo la teoría de Arrhenius:
1. - El ion hidrógeno NO se halla hidratado dentro de una solución como en el caso de los demás iones, más bien el H+ se incorpora a una molécula de agua para formar el ion hidronio (H3O+)
2. - La razón del porque el ácido 100% puro no presenta ninguna propiedad ácida a menos que se le agregue agua, se debe a la necesidad el ácido de entrar en contacto con una base para que se manifiesten sus propiedades, es decir, un ácido sólo lo es cuando hay una base dispuesta a recibirle sus protones.
3. - La nueva definición amplia el campo de los compuestos que pueden considerarse como bases y serán aquellas sustancias capaces de aceptar un ion hidrógeno (H+) independientemente de la presencia o no del radical hidróxilo. Sustancias como el radical sulfato, fosfato, carbonato, cloruro, etc., son capaces de aceptar un protón de un ácido y por lo tanto se comportan como una base.
4.- TITULACION
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la determinación de las concentraciones de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en la química. La neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es una de las reacciones más simples y convenientes para el estudio de los principios de la titulación. Cuando el ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio, los iones hidrógeno del ácido son neutralizados por completo por los iones oxhidrilo de la base, produciéndose una solución de sulfato de sodio prácticamente neutra:
H2SO4 (ac) + 2NaOH (ac) = Na2SO4 (ac) + 2H2O
Cada H+ reacciona con un OH-, esto es, 1 mol de H+ neutraliza un mol de OH-. Sin embargo 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, pues cada mol de este ácido produce 2 moles de H+. Cuando en una titulación se consume el mismo número de moles de H+ que de OH- como resultado de una reacción de neutralización, se puede decir que:
No. de moles de H+ = No. de moles de OH-
5.- LEY DE DILUCIÓN
Cuando la concentración se expresa en una escala volumétrica la cantidad de soluto contenido en un volumen determinado de la disolución es igual al producto del volumen por la concentración.
Cantidad de soluto disuelto = Volumen X Concentración
Cuando se diluye una disolución el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad de soluto es constante por ello dos disoluciones de diferente concentración pero que contienen las mismas cantidades de soluto están relacionadas del modo siguiente:
V1 C1 = V2 C2
Si se conocen 3 cualesquiera de la ecuación anterior, puede calcularse el cuarto. Las magnitudes en ambos miembros de la ecuación deben expresarse en las mismas unidades. Para preparar la solución patrón de NaOH no es recomendable pesar una unidad exacta de NaOH y disolverla en una cantidad predeterminada de agua pues el NaOH absorbe humedad y CO2 del aire por lo que al pesar directamente esta sustancia, se pueden causar errores considerables. Por lo tanto, se procede, a preparar una solución de la concentración aproximada pesando NaOH y disolviéndolo en la cantidad apropiada de agua.
6.- TEORÍA DE LEWIS
6.- TEORÍA DE LEWIS
La teoría del comportamiento ácido-base desarrollado por Bronsted y Lowry en los trabajos de 1920 fueron para soluciones acuosas. Una teoría más general, sin embargo, fue desarrollada por Gilbert N. Lewis en los años 30. Su teoría esta basada en la compartición de un par de electrones entre un ácido y una base, en lugar de la idea de la transferencia del protón de Bronsted y Lowry.
Acido de Lewis: Es una substancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un nuevo enlace.
Base de Lewis: Es una sustancia que puede dar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace.
Este medio en el cual una reacción ácido base en el sentido de Lewis, puede ocurrir si hay moléculas o iones con un par de electrones que pueden ser donados y una molécula o ion que puede aceptar un par de electrones:
A + B: = B:A
Acido + Base = Complejo.
El resultado es llamado a menudo Aducto ácido-base, o complejo. Un ejemplo simple de reacción ácido-base de Lewis es la formación del ion hidrónio desde el H+ y el agua. El ion H+ no tiene electrones de valencia, pero la molécula de agua tiene dos pares de electrones libres. Uno de los pares puede ser compartido entre el H+ y el agua, así forman un enlace O-H. Una interacción similar ocurre entre el ion H+ y el amoniaco para formar el ion amonio. Tales reacciones son muy comunes. En general, los ácidos de Lewis incluyen aquelos cationes o moléculas neutras que tienen orbitales de valencia vacíos, y las bases son aniones o moléculas neutras con un par de electrones libre.
7.- CUESTIONARIO
1. - Explicar el experimento que realizó Arrhenius en 1880 que lo llevaron a su teoría de los ácidos y las bases.
2. - ¿Cómo explicó Arrehenius el hecho de que el HCl sea un ácido fuerte y el CH3COOH sea un ácido débil?.
3. - ¿Porqué el HCl tiene la misma fuerza que el CH3COOH cuando se disuelven en alcohol y ninguno presenta carácter ácido cuando se disuelven en benceno?
4. - Si el pH de una solución es de 3.76 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]
5. - Si el pH de una solución es de 11.42 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]
6. - Si la concentración del ion hidronio [H+] es de 4.53 X 10-3 mol/litro; calcular cual será la concentración del ion oxidrilo [OH-], el pH y el pOH.
7. - Definir el concepto de Ácido y Base desde el punto de vista de Arrhenius y de Bronsted-Lowry dando ejemplos de compuestos ácidos y bases en cada definición.
8. - ¿Cuál será la concentración de 15 ml de ácido que fue neutralizado con 23 ml de hidróxido de sodio 0.085 Normal?
9. - ¿Cuántos ml de ácido clorhídrico concentrado de composición al 36 % en peso y densidad igual a 1.18 g/cm3, se necesitan para preparar 250 ml de solución 0.350 Normal?
