IMPORTANCIA
PROPIEDADES GENERALES.
En cuanto al sabor los ácidos son agrios (a modo de ejemplos el sabor del vinagre se debe al ácido acético y el de los limones y otros frutos relacionados al ácido cítrico) y las bases tienen sabor amargo.
Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales (cambian el color del papel tornasol –un indicador- de azul a rojo); en cambio las bases cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.
Los ácidos reaccionan con algunos metales (Zn, Mg, Fe, etc) para producir H2 gaseoso y con carbonatos y bicarbonatos producen CO2 gaseoso entre otros productos.
Los ácidos y las bases en disoluciones acuosas conducen la electricidad.
Las bases se sienten resbaladizas (los jabones cumplen con esta propiedad dado que contienen bases).
La principal diferencia entre ácidos y bases está relacionado a la definición teórica o dicho en otros términos: se relaciona con la teoría desarrollada. Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se trabaja con la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.
Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se prioriza la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.
a) Ácido clorhídrico: HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)
b) Ácido nítrico: HNO3(ac) → H+(ac) + NO3-(ac)
c) Hidróxido de sodio: NaOH(ac) → Na+(ac) + OH-(ac)
d) Hidróxido de calcio: Ca(OH)2(ac) → Ca+2(ac) + 2OH-(ac)
Nota: ac significa en solución acuosa.
En 1923 los químicos Johannes Brønsted (Dinamarca, 1879-1947) y Thomas Lowry (Inglaterra, 1874-1936) desarrollan de manera independiente la teoría que lleva sus nombres según la cual: un ácido es un donador de protones y una base es un aceptor de protones.
En 1932, el químico norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propuso su teoría mediante la cual: una base es una sustancia que puede donar un par de electrones, mientras que un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA.
Utilizaremos el sistema de prefijos y sufijos para nombrar ácidos y bases.
ÁCIDOS
Las fórmulas químicas de los ácidos contienen uno o más H y un grupo aniónico, la suma de los números de oxidación es cero y según la presencia o no de O los podemos clasificar en: hidrácidos y oxiácidos.
Una forma posible de obtención de estos ácidos es mediante la reacción entre un no metal e hidrógeno.
Ejemplo: Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g).
Los oxiácidos están formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. Para nombrarlos se consideran los números de oxidación del no metal.
Algunos ejemplos se indican a continuación y para nombrar los restantes se utilizan prefijos y terminaciones similares a las que se mencionan.
Los elementos del grupo 17 pueden tener números de oxidación 1, 3, 5 y 7 dando lugar a 4 posibles ácidos que para el cloro son: ácido hipocloroso (HClO), ácido cloroso (HClO2), ácido clórico (HClO3), ácido perclórico (HClO4). Para nombrar al resto de los ácidos elementos del grupo: se cambia el nombre del elemento.
El azufre pertenece al grupo 16 y presenta los números de oxidación 2, 4 y 6. Entonces tenemos los siguientes ácidos: ácido hiposulfuroso (H2SO2), ácido sulfuroso (H2SO3) y ácido sulfúrico (H2SO4).
Para el nitrógeno tendremos: ácido nitroso (HNO2) y ácido nítrico (HNO3) cuando los números de oxidación del N son 3 y 5 respectivamente.
Para el carbono tendremos: ácido carbonoso (H2CO2) y ácido carbónico (H2CO3) cuando los números de oxidación del C son 2 y 4 respectivamente.
Una forma posible de obtener estos ácidos es mediante la reacción química entre un óxido no metálico y agua. Por ejemplo: N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(ac)
Nota. En cuanto a los oxianiones: para nombrarlos se cambian las terminaciones de los oxiácidos correspondientes “ico” y “oso” por “ato” e “ito” respectivamente. Ejemplos:
i) Ácido fosfórico H3PO4: PO43- anión fosfato.
ii) Ácido hipocloroso HClO: ClO- anión hipoclorito.
BASES
Recordemos que nos estamos basando en la teoría de Arrhenius; entonces las bases son hidróxidos: formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. A su vez el grupo hidroxilo (OH-) tiene un número de oxidación -1 y al igual que en los ácidos la suma de los números de oxidación de la fórmula química del hidróxido es cero.
Para nombrarlos distinguimos dos casos.
Cuando el metal presenta un sólo número de oxidación se nombran: hidróxido de ....(nombre del metal). Ejemplos: NaOH, hidróxido de sodio; Ca(OH)2, hidróxido de calcio.
Si el metal presenta más de un número de oxidación se emplean las terminaciones “oso” e “ico” para el de menor y el de mayor número de oxidación respectivamente. Ejemplos: hidróxido plumboso, Pb(OH)2, e hidróxido plúmbico, Pb(OH)4 para los hidróxidos de Pb con número de oxidación 2 y 4 del Pb respectivamente.
Nota: en estos casos, para nombrar los hidróxidos también puede emplearse la nomenclatura por Stock. El esquema del nombre es: hidróxido de -nombre del elemento químico- (valencia del elemento o número de oxidación en números romanos). Entonces para los ejemplos anteriores los nombres son: hidróxido de plomo (II) e hidróxido de plomo (IV).
Una forma de obtener los hidróxidos es mediante la reacción de un óxido metálico con agua. Ejemplo: Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(s).
ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES
Recordemos que el agua es un muy buen disolvente de los compuestos iónicos y una solución acuosa que contiene iones conduce la electricidad. Por ejemplo la “sal de mesa común” (cloruro de sodio: NaCl) se ioniza en Na+ y Cl- y estos iones aumentan la conductividad eléctrica de la solución. A la sustancia que aporta los iones se denomina electrólito.
Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes: en solución acuosa se ionizan totalmente. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son: HCl, HBr, HI, HClO3; HClO4, HNO3, H2SO4. Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (elementos del grupos 1 y 2 respectivamente de la tabla periódica). Nota: casi todos los hidróxidos metálicos restantes son insolubles en agua.
El comportamiento anterior lo podemos representar mediante las correspondientes ecuaciones de ionización utilizando una flecha: ésta indica que el compuesto está totalmente disociado o en otras palabras que los iones que lo forman no muestran tendencia a recombinarse en agua para formar la molécula. Ejemplos:
i) ácido clorhídrico: HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)
ii) hidróxido de sodio: NaOH(ac) → Na+(ac) + OH-(ac)
Los ácidos y bases que son electrólitos débiles (parcialmente ionizados) se denominan ácidos débiles y bases débiles. Las ecuaciones de ionización correspondientes las planteamos utilizando una doble flecha la cual implica que la reacción se produce en 2 sentidos o procesos dinámicos y opuestos: por un lado moléculas sin disociar se están ionizando para formar los iones correspondientes y al mismo tiempo otros iones se están recombinando para formar moléculas sin disociar. La concentración relativa de los iones y la forma no disociada de la sustancia están determinadas por el equilibrio químico entre ambos procesos y están relacionados por una constante de equilibrio que depende de la temperatura.
A modo de ejemplo de ácido débil citamos al ácido fluorhídrico:
HF(ac) ⇄ H+(ac) + F-(ac)
La base débil más común es el amoníaco, NH3 (que no es contemplado por la definición de base de Arrhenius). Al agregar amoníaco al agua se establece la siguiente reacción:
NH3(ac) + H2O(l) ⇄ NH+4(ac)+ OH-(ac)
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se da una reacción de neutralización cuando se mezcla una solución de un ácido con la solución de una base: los productos de la reacción no tienen ninguna de las propiedades características de la solución del ácido ni de la base. En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y sal. Ejemplos:
i) El ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio produce la “sal de mesa” (cloruro de sodio) y agua: HCl(ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + NaCl(ac)
ii) El ácido acético con el hidróxido de bario produce agua y la sal acetato de bario: 2HC2H3O2(ac) + Ba(OH)2(ac) → 2H2O(l) + Ba(C2H3O2)2(ac)
Notas:
1) las ecuaciones deben estar balanceadas.
2) las reacciones anteriores implican la participación de iones por lo que es posible plantearse en cada caso las ecuaciones iónicas netas. Las mismas surgen a partir de las ecuaciones de ionización correspondientes. Haremos el planteo para el caso del ácido clorhídrico.
El HCl, el NaOH y el NaCl son electrólitos fuertes. Entonces se disocian totalmente en agua y tenemos las siguientes ecuaciones:
HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)
NaOH(ac) → Na+(ac) + OH-(ac)
NaCl(ac) → Na+(ac) + Cl-(ac)
Sustituyendo las fórmulas sin disociar por los iones correspondientes nos queda:
H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac) → H2O(l) + Na+(ac) + Cl-(ac).
Por último notamos que los iones Cl-(ac) y Na+(ac) están en ambos miembros de la igualdad (se denominan “iones espectadores”) y los podemos “cancelar”. Así llegamos a la ecuación iónica neta para la reacción: H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l) Esta expresión indica que cuando reacciona una base fuerte con un ácido fuerte los iones hidrógenos e hidroxilos se combinan para formar agua.
ANTIÁCIDOS
El estómago y el tracto digestivo están protegidos del efecto corrosivo del ácido estomacal (ácido clorhídrico principalmente) por un recubrimiento de mucosa. A veces pueden aparecer agujeros, llamados úlceras, en dicho recubrimiento posibilitando que el ácido ataque a los tejidos subyacentes y causar importantes y dolorosos daños.
Las úlceras pueden tener su origen en una excesiva secreción de ácidos o en una debilidad del recubrimiento digestivo.
El problema del exceso de ácido estomacal puede tratarse de dos maneras: eliminando el ácido en exceso o reduciendo la producción de ácido.
A las sustancias que eliminan el exceso de ácido se les denominan antiácidos y a las que reducen la producción de ácidos se les llama inhibidores de ácidos.
Los antiácidos son bases simples que contienen iones hidróxidos, carbonatos o bicarbonatos y neutralizan el exceso de ácido clorhídrico en el jugo gástrico.
Las reacciones por medio de las cuales los antiácidos neutralizan el ácido estomacal son las siguientes:
NaHCO3(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)
CaCO3(s) + 2HCl(ac) → CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
MgCO3(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
Mg(OH)2(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + 2H2O(l)
Al(OH)3(s) + 3HCl(ac) → AlCl3(ac) + 3H2O(l)
Al(OH)2NaCO3(s) + 4HCl(ac) → AlCl3(ac) + NaCl(ac) + 3H2O(l) + CO2(g)
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