DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y BASES 23/07/2015 La existencia de sustancias ácidas y básicas se conoce desde hace varios siglos, sin embargo su clasificación se realizaba atendiendo a sus propiedades: A finales del siglo XIX y principios del XX se formularon las principales teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y bases (o álcalis). Son las teorías de Arrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis. T E O R Í A D E AR R H E N I U S Los ácidos y bases disueltos en agua se comportan como electrolitos, es decir, producen disoluciones conductoras de la electricidad. Según Arrhenius, la conductividad es consecuencia de la disociación que experimentan estas sustancias cuando se encuentran en medio acuoso, pues se separan en iones positivos e iones negativos, y propuso las siguientes definiciones: Ácido es toda sustancia que se disocia proporcionando iones H+ al medio: HA (aq) ⟶ H+ (aq) + A– (aq) HCl (aq) ⟶ H+ (aq) + Cl– (aq) Base es toda sustancia que se disocia proporcionando iones OH– al medio: BOH (aq) ⟶ B+ (aq) + OH– (aq) NaOH (aq) ⟶ Na+ (aq) + OH– (aq) TEORÍA DE BRÖNSTED–LOWRY Las definiciones de ácido y base propuestas de manera independiente por los químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry ampliaban las propuestas por Arrhenius: Ácido es toda especie química capaz de ceder un protón H+ a otra sustancia: HA (aq) + H2O (l) ⟶ A– (aq) + H3O+ (aq) HCl (aq) + H2O (l) ⟶ Cl– (aq) + H3O+ (aq) Base es toda especie química capaz de aceptar un protón H+ de otra sustancia: B (aq) + H2O (l) ⟶ BH+ (aq) + OH– (aq) NH3 (aq) + H2O (l) ⟶ NH4+ (aq) + OH– (aq) Esta teoría permite extender la definición de base a otros compuestos que no son hidróxidos y que no se ajustaban a la definición propuesta por Arrhenius. TEORÍA DE LEWIS En 1923 Lewis propuso las siguientes definiciones: Ácido es aquella especie que acepta un par de electrones de otra (posee un orbital atómico o molecular vacío donde alojarlos). Base es aquella especie que cede un par de electrones a otra (posee un par de electrones sin compartir). Según esto, las reacciones entre ácidos y bases de Lewis implican siempre transferencia de electrones y no necesariamente la transferencia de protones, como en la explicación de Brönsted-Lowry. Así conseguimos explicar la acidez del trifluoruro de boro, pues el átomo de boro posee un orbital vacío capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Del mismo modo, el amoniaco es una base porque el átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos que puede ceder para formar un enlace covalente coordinado. Clasificación de los ácidos Ácido Débil Se refiere a aquella sustancia que no se ioniza con facilidad (considerando “ionizar” como la adquisición o pérdida de electrones), su nivel de pH se encuentra, generalmente entre los 4 y los 6,9 puntos de la escala de pH. Un ejemplo de ello es el ácido acético (principal componente del Vinagre), cuya ecuación semidesarrollada es CH3COOH. Ácido Fuerte Es aquella sustancia que al disolverse se ioniza con gran facilidad, debido a la gran concentración de iones de hidronio que posee. Su valor en la escala de pH ronda entre en 1 y el 3, lo cual lo hace bastante ácido. Un ejemplo de ello es el Ácido Clorhídrico (HCl). Clasificación de las Bases Base débil Se trata de una sustancia que al disolverse, no se ioniza con facilidad, debido a la baja concentración de iones de hidronio que se hallan en ella. Su valor en escala pH abarca desde 7 a 11, lo que es relativamente alto. Un ejemplo de ello es el Hidróxido de Amonio, o NH4OH. Base fuerte Aquella sustancia que, al disolverse, se ioniza muy fácilmente, obteniendo iones de hidronio. su valor en la escala de pH puede estar entre 12 y 14, lo que se considera muy alcalino. Ejemplo de ello pueden ser el Hidróxido de Potasio (KOH) o el Hidróxido de Sodio (NaOH). De esta manera, puede definirse la Clasificación de ácidos y bases, que son organizados según su nivel de ionización, como un método útil a la hora de identificar ciertas sustancias y también nos ayuda a dar con sus características y funcionalidades específicas de una manera rápida, todo con ayuda de la escala de pH (o de un pHmetro) FORMULACION Ácidos/bases fuertes/débiles Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+. Ácido Fórmula perclórico HClO4 Sulfúrico H2SO4 Yodhídrico HI Bromhídrico HBr Clorhídrico HCl Nítrico HNO3 Bases fuertes : se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones. Bases Fuertes Formulas Hidróxido de Litio LiOH Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de calcio Ca (OH)2 Hidróxido de estroncio Sr(OH)2 Hidróxido de bario Ba (OH)2 Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico. Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua. Anuncios Nomenclatura de ácidos y bases Neetescuela > Sin categoría > Nomenclatura de ácidos y bases Un ácido se describe como una sustancia que libera iones hidrógenos (H+) cuando se disuelve en agua. Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógeno así como un anión. Los aniones cuyo nombre terminan en “uro” (cloruro) forman ácidos cuyo nombre terminan en “hídrico” (ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno– HCl). El nombre depende del estado físico de la sustancia. En estado gaseoso o en estado líquido puro HCl, es un compuesto molecular que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno; cuando se disuelve en agua, sus moléculas se disuelven en iones (H+ y Cl-) y la sustancia toma el nombre de ácido clorhídrico. Los oxiácidos son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento (elemento central). Algunos ejemplos pueden ser: HNO3 Ácido nítrico – H2CO3 Ácido carbónico. Con frecuencia dos o más oxiácidos tienen el mismo elemento central pero diferentes números de átomos O. Partiendo de los oxiácidos que se nombran con “ico”, se utilizan las siguientes reglas para nombrar estos compuestos: Al agregar un átomo de O al ácido “ico”, el ácido se llamará ácido “per…ico”. Así la adición de un átomo de O a HClO3 cambia de ácido clórico a ácido perclórico. Al quitar un átomo de O al ácido “ico”, el ácido de llamará “oso”. Así el ácido nítrico HNO3 se transforma en ácido nitroso HNO2. Al quitar dos átomos de O del ácido “ico”, el ácido se llamará “hipo…oso”. Asi cuando el HBrO3 se convierte en HBrO, el ácido se llamará hipobromoso. Las reglas para nombrar los oxianiones son las siguientes: Cuando se quitan todos los iones H del ácido “ico”, el nombre del anión terminará en “ato”. El anión CO3—se llama carbonato. Cuando se quitan todos los iones H del ácido “oso”, el nombre del anión terminará en “ito”. El anión ClO2- se llama clorito. Los nombres de los aniones cuando no se quitan todos los iones H, deben indicar el número de iones H que contienen. Por ejemplo: H3PO4 es el ácido fosfórico, el H2PO4- se llama dihidrogeno fosfato, y así. Una base es una sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando esta disuelta en agua. Algunos ejemplos son: hidróxido de sodio, NaOH e hidróxido de potasio, KOH. El amoníaco (NH3) es un compuesto molecular en estado gaseoso o líquido puro y también se clasifica como base. Si bien no tiene la estructura de una base a simple vista, debe saberse que una base es una sustancia que libera iones hidróxidos cuando se disuelve en agua y no es necesario que lo contenga en su estructura. Cuando el amoníaco se disuelve el agua, reacciona para da NH4+ y OH-. Por esta razón se clasifica como base.
