Pregrado
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  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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Ácidos y bases


Introducción a los ácidos y bases

Los ácidos y bases son conceptos fundamentales en química que son importantes para entender las reacciones químicas tanto en el laboratorio como en la naturaleza. Estas sustancias tienen diferentes propiedades y están involucradas en una amplia variedad de procesos químicos.

Definiciones básicas

Ácido

Un ácido es generalmente una sustancia que puede donar un protón (ion H +) o aceptar un par de electrones en reacciones. La definición tradicional de un ácido proviene del concepto de Arrhenius, que establece que un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de iones de hidrógeno (H +) cuando se disuelve en agua. Una definición más generalizada dada por la teoría de Bronsted-Lowry describe un ácido como una sustancia que puede donar un protón a otra sustancia.

Bases

Una base es una sustancia que puede aceptar un protón o donar un par de electrones en reacciones. Según la definición de Arrhenius, una base es una sustancia que aumenta la concentración de iones de hidróxido (OH -) cuando se disuelve en agua. La teoría de Bronsted-Lowry extiende esto al definir una base como una sustancia que puede aceptar un protón.

Propiedades de los ácidos y bases

Propiedades de los ácidos

  • Los ácidos usualmente tienen un sabor agrio.
  • Hacen que el papel tornasol azul se vuelva rojo.
  • Reaccionan con metales como el zinc y el magnesio para liberar gas hidrógeno (H 2).
  • Los ácidos reaccionan con bases para formar sal y agua, este proceso se llama neutralización.
  • En solución acuosa, los ácidos conducen electricidad al liberar iones.

Propiedades de las bases

  • Las bases tienen un sabor amargo y se sienten resbaladizas al tacto.
  • Hacen que el papel tornasol rojo se vuelva azul.
  • Las bases reaccionan con ácidos para formar sal y agua.
  • En soluciones acuosas, conducen electricidad debido a la presencia de iones.

Principios de ácidos y bases

Teoría de Arrhenius

El científico sueco Arrhenius definió por primera vez los ácidos y bases en términos de su disociación en agua. Según Arrhenius:

  • Ácidos: Sustancias que se disocian en agua para formar iones de hidrógeno (H +). 
     HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
  • Bases: Sustancias que se disocian en agua para formar iones de hidróxido (OH -). 
     NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

Teoría de Bronsted–Lowry

Extendiendo el trabajo de Arrhenius, la teoría de Brønsted–Lowry define:

  • Ácido: Donante de protones (H +).
  • Base: Aceptora de protones.

Por ejemplo, en la reacción entre el amoníaco y el agua:

 NH 3 (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 4 + (aq) + OH - (aq)

Aquí, el agua actúa como un ácido al donar protones al amoníaco, que actúa como una base al aceptar protones.

Teoría de Lewis

Un desarrollo adicional en la comprensión de ácidos y bases proviene de la teoría de Lewis, según la cual:

  • Ácido: Aceptador de pares de electrones.
  • Base: Donador de pares de electrones.

Esta definición es amplia e incluye muchas más sustancias como ácidos y bases. Por ejemplo, en la formación del complejo amoníaco-trifluoruro de boro:

 NH 3 + BF 3 → NH 3 BF 3

El amoníaco dona un par de electrones al trifluoruro de boro, convirtiendo al amoníaco en una base de Lewis y al trifluoruro de boro en un ácido de Lewis.

Escala de pH

La escala de pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. La escala varía de 0 a 14, donde:

  • pH 7: Neutro (como el agua pura).
  • pH menor de 7: Ácido.
  • pH mayor de 7: Alcalino (o alcalino).

La escala de pH es logarítmica, lo que significa que cada cambio de número entero representa un cambio de diez veces en la concentración de iones de hidrógeno. La fórmula para calcular el pH es:

 pH = -log[H + ]
0 7 14 Ácido Neutro Básico

Reacciones ácido-base

Las reacciones ácido-base son fundamentales en química e involucran el intercambio de protones. Tales reacciones usualmente resultan en la formación de sal y agua. Un ejemplo clásico de esto es la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio:

 HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 O (l)

Aquí, H + del ácido clorhídrico se combina con OH– del hidróxido de sodio para formar agua, y Na + se combina con Cl– para formar cloruro de sodio.

Buffer

Los buffers son soluciones especiales que resisten cambios en su pH cuando se añaden ácidos o bases. Son importantes en el mantenimiento del pH de los sistemas biológicos. Por ejemplo, la sangre humana es un sistema buffer donde el equilibrio ácido carbónico-bicarbonato es:

 H 2 CO 3 ⇌ HCO 3 - + H +

Visualización de conceptos

Ácido Base

La ilustración anterior muestra cómo un ácido puede donar un protón (mostrado moviéndose hacia la derecha) que es aceptado por una base.

Conclusión

Entender los conceptos de ácidos y bases es importante en química, ya que juegan un papel vital en una amplia gama de reacciones químicas. Desde el simple proceso de neutralización hasta el mantenimiento de los niveles de pH biológicos, los ácidos y bases afectan significativamente el comportamiento químico. Las teorías comunes - Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis - ofrecen varias lentes a través de las cuales se pueden entender estas sustancias, permitiendo una amplia gama de investigaciones sobre su comportamiento y características.


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