Introducción a los Ácidos y Bases

Introducción básica a los ácidos y las bases

Empecemos nuestra introducción a los ácidos, las bases y las sales hablando de la definición de ácidos y bases. Existen distintas definiciones asociadas a los ácidos y las bases, y cada una de ellas procede de distintos químicos.

Empecemos por la definición de Arrhenius de ácidos y bases.

El ácido clorhídrico (de fórmula HCl), por ejemplo, es un ácido de Arrhenius porque, en el agua, se separa en sus iones individuales, aumentando la concentración de ^H+ en el agua.

$$\text{HCl }\stackrel{{\text{ H}}_2\text{O}}{\to }{\text{H}}^{+}{\text{ + Cl}}^{-}$$

Por otra parte, el hidróxido de sodio (NaOH) se considera una base de Arrhenius porque, en el agua, se separa en OH- ^{y Na+}, aumentando la concentración de ^OH- en el agua.

$$ \text{{NaOH } \xrightarrow{\text{ H}_{2}\text{O}} \text{Na}^{+} \text{ + OH}^{-} $$

A continuación, tenemos la definición de ácidos y bases de Brønsted-Lowry.

Por ejemplo, en una reacción química entre el amoníaco (_NH3) y el ácido clorhídrico (HCl), el HCl donará un ion ^H+ al _NH3 y se convertirá en ^Cl-, y el _NH3 aceptará un ion ^H+ para convertirse en ^NH4+.

$$ \mathop{\text{NH}_{3}}_{Base} \text{ + } \mathop{{text{HCl}}{Ácido}\longrightarrow \text{NH}_{4}^{+} \text{ + Cl}^{-} $$

Los ácidos de Brønsted-Lowry se agrupan en función de la cantidad de protones (^H+) que pueden donar.

• Los ácidosmonopróticos sólo pueden donar un protón (^H+). Por ejemplo, HF, HCl y _HClO3.
• Los ácidos dipróticos pueden donar dos protones. Entre los ácidos dipróticos están el _H2SO4 y el _H2CO3.
• Los ácidostripróticos pueden donar tres protones. Un ejemplo común de ácido triprótico es el _H3PO4.

Introducción a los ácidos, las bases y las sales

Ahora que ya sabemos qué son los ácidos y las bases, ¡vamos a hablar de las sales! Básicamente, cuando un ácido y una base reaccionan juntos, los productos de la reacción química son sal y agua. La reacción química entre ácidos y bases se llama reacción de neutralización.

La reacción siguiente muestra un ejemplo de reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH), formando sal de mesa (NaCl) y agua (_H2O).

$$ \mathop{\text{NaOH}}_{Base} \text{ + } \HCl} {Ácido} {longrightarrow {NaCl} {text{ + H} {2} {text{O} $$

Algunos ejemplos de sales comunes son el bicarbonato sódico (_NaHCO3) y el polvo blanqueador (_CaOCl2).

Introducción a los conceptos de ácido y base

Al abordar una introducción a los ácidos y las bases, debemos explorar algunos conceptos importantes. Uno de ellos es la fuerza ácido-base. La fuerza de los ácidos y las bases se basa en la facilidad con que los ácidos y las bases desempeñan sus respectivas funciones.

La fuerza de un ácido depende de lo bien que se disocia y forma protones (iones ^H+ ) en el agua. Esto significa que un ácido fuerte cederá más fácilmente un protón que un ácido débil, y una base fuerte aceptará más fácilmente un protón que una base débil.

• Los ácidosfuertes se disociarán completamente y cederán casi el 100% de los iones ^H+ en el agua, mientras que los ácidos débiles se disociarán parcialmente en _H2Oy no cederán tantos protones.

$$\text{Extra close brace or missing open brace}$$

Entonces, ¿qué le ocurre al ácido fuerte después de haber cedido su protón? Como quiere evitar aceptar de nuevo el protón, ¡se convierte en una base débil! Ésta es una tendencia que se observa en todos los ácidos y bases fuertes: forman una variante débil del contrario una vez que han reaccionado en una reacción ácido-base. A estas variantes las llamamos conjugados. Los ácidos fuertes donan un protón y se convierten en bases conjugadas débiles. Los ácidos débiles donan un protón y se convierten en bases conjugadas fuertes.

Del mismo modo, la fuerza de una base depende de lo bien que se disocia en el agua, dando iones hidróxido (^OH-). Las bases fuertes aceptan un protón y se convierten en ácidos conjugados débiles. Las bases débiles aceptan un protón y se convierten en ácidos conjugados fuertes.

¡Veamos un ejemplo que lo demuestre! En la siguiente reacción química, el HCl dona un ^H+ a la base débil (_H2O) y se convierte en una base conjugada, mientras que la base débil (_H2O) acepta un protón del HCl y se convierte en un ácido conjugado.

$$ \mathop{{text{{HCl}} {{text{Ácido}} fuerte \text{ + } \base débil]. \text{ + } \mathop{\text{H}_{3}\text{O}^{+}}_{\text{Strong conjugate acid}} $$

Para Química AP, debes familiarizarte con los siguientesácidos y bases fuertes (tabla 1).

Tabla 1. Ácidos fuertes y Bases fuertes.

El segundo concepto que debemos tener en cuenta es el pH y la escala de pH.

La figura 1 muestra la escala de pH. Los químicos utilizan la escala de pH para medir la tendencia de las moléculas a ser ácidas o básicas. A la izquierda, tenemos la cualidad de "ácido", y a la derecha, la de "básico". La escala de pH va de 0 a 14, siendo cero extremadamente ácido, 14 extremadamente básico y 7 una solución neutra.

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Por ejemplo, el agua (_H2O) tiene un pH de 7, por lo que sabemos que es neutra. El café negro, sin embargo, tiene un pH de 5, lo que significa que es un ácido débil. El bicarbonato sódico, con un pH de alrededor de 9,5, ¡se considera una base débil!

Cuando se añade una base fuerte a un ácido fuerte, los iones ^OH- recién añadidos reaccionarán con los iones ^H+ disociados del ácido fuerte, ¡cambiando la concentración de iones ^H+ en la solución y haciendo que cambie el pH!

Sin embargo, si añadieras una base fuerte a un ácido débil, el pH no sufriría grandes cambios porque la base fuerte reaccionaría sobre todo con las moléculas de AH que no se disociaran con sus iones.

Introducción a la valoración de ácidos y bases

Hagamos ahora una introducción a la valoración de ácidos y bases, y exploremos los conceptos básicos relacionados con ella.

Esto significa que si quisiéramos averiguar la concentración desconocida de un ácido, utilizaríamos una base con una concentración conocida, y la añadiríamos lentamente al ácido hasta neutralizar la mezcla. Si conocemos la cantidad exacta de base que hemos añadido, así como su concentración , ¡podemos deducir la concentración desconocida del ácido!

La figura 2 muestra el montaje de laboratorio habitual utilizado para las valoraciones ácido/base . La solución de concentración desconocida suele colocarse en un matraz y se le añaden unas gotas de un indicador. La solución de concentración conocida se coloca en la bureta y se añade gota a gota a la muestra del matraz hasta que la solución cambie de color.

Fluidos Electrolitos y Equilibrio Ácido-Base Introducción a los Fluidos Corporales

Para terminar, exploremos los fluidos, los electrolitos y el equilibrio ácido-base de lahomeostasis . Aunque esto es más importante en biología y lo más probable es que no te lo encuentres en tu examen de química, ¡es un tema muy importante!

En el cuerpo de un adulto medio hay una media de 40 L de líquidos corporales (figura 3). El líquido intracelular es el líquido que se encuentra dentro de las células del cuerpo, y está formado principalmente por agua y electrolitos como potasio (^K+), magnesio (^Mg2+) y ^HPO42-. El líquido extracelular se encuentra fuera de las células del cuerpo y contiene electrolitos como ^Na+, ^Cl-, ^HCO3- y ^Ca2+.

Una de las muchas funciones de los electrolitos es ayudar a mantener el equilibrio ácido-base en la homeostasis. En este caso,los ácidos se consideran electrolitos que liberan iones ^H+ en el agua, mientras quelas bases son electrolitos que liberan iones ^OH- en el agua.

¡Si comprendes los conceptos tratados en esta explicación, tendrás una base realmente sólida que te ayudará durante el examen de química AP y también en los cursos de química de nivel superior!