Introducción
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.
En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes características:
Los ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.
Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.
Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.
A fines de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:
HCl | H2O | H+(aq) | + | Cl-(aq) |
Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH | H2O | Na+(aq) | + | OH-(aq) |
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+ a la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.
La Neutralización
Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H+ en la solución y las bases sueltan OH-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H+ se combinaría con el ión OH- ion para crear la molécula H2O, o simplemente agua:
H+(aq) | + | OH-(aq) | H2O |
La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:
Ácido | Base | Agua | Sal | |||
HCl | + | NaOH | H2O | + | NaCl | |
HBr | + | KOH | H2O | + | KBr |
Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.
En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases.
La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ menos su electrón - es simplemente un protón).
Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente:
Acido | Base | Sal | ||||
HCl | + | NaHCO3 | H2CO3 | + | NaCl |
En este ejemplo, el acido carbónico formado (H2CO3) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO2 se liberan.
pH
En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.
En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:
|
Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H+]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H+] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.
[H+] | pH | Ejemplo | |
Ácidos | 1 X 100 | 0 | HCl |
1 x 10-1 | 1 | Ácido estomacal | |
1 x 10-2 | 2 | Jugo de limón | |
1 x 10-3 | 3 | Vinagre | |
1 x 10-4 | 4 | Soda | |
1 x 10-5 | 5 | Agua de lluvia | |
1 x 10-6 | 6 | Leche | |
Neutral | 1 x 10-7 | 7 | Agua pura |
Bases | 1 x 10-8 | 8 | Claras de huevo |
1 x 10-9 | 9 | Levadura | |
1 x 10-10 | 10 | Tums®antiácidos | |
1 x 10-11 | 11 | Amoníaco | |
1 x 10-12 | 12 | Caliza Mineral - Ca(OH)2 | |
1 x 10-13 | 13 | Drano® | |
1 x 10-14 | 14 | NaOH |
Rollo de papel indicador de pH con valores aproximados
¿Qué tienen en común el vinagre, el zumo de naranja o el zumo de limón? Entre otras cosas, su sabor ácido. En química, decimos que estas sustancias son ácidos. Otras sustancias, con propiedades diferentes, se llaman bases. Ejemplos: lejía, amoniaco, sosa...
Pero, ¿qué tienen en común las sustancias ácidas? ¿Y las sustancias básicas?
Bases: Sabor amargo. Son untuosos al tacto (tacto jabonoso). Reaccionan con las grasas para dar jabones. Reaccionan con los ácidos para dar sales.
No obstante, para saber si una sustancia es un ácido o una base, no es necesario probarla (ten presente que algunas sustancias de las que se emplean habitualmente en un laboratorio son muy tóxicas).
Escala de pH
Escala de pH
Para cuantificar el carácter ácido o básico de una sustancia empleamos la escala de pH, que es una escala de números del 1 a 14.
- Si el pH es menor que 7, la sustancia es ácida. Ejemplo: disolución de cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) en agua.
- Si el pH es mayor que 7, la sustancia es básica. Ejemplo: disolución de hidróxido de sodio (sosa) en agua.
- Si el pH es igual a 7, entonces la sustancia es neutra. Ejemplo: el agua.
Esta escala de números se asocia a una escala de colores. Estos colores son los que adopta el papel indicador en contacto con el ácido o la base.
pH de ácidos y bases
