Calcular la concentración que deberá tener una disolución de ácido sulfúrico para que el pH sea 1,00. La primera ionización del ácido sulfúrico es completa y la segunda tiene un valor de K = 1,26·10-2
Por ser la primera ionización completa, la concentración de iones bisulfato y protones serán iguales e igual a al concentración original del ácido sulfúrico:
H2SO4 -----> HSO-4 + H+
c c
Luego el ión bisulfato se ioniza parcialmente:
HSO-4 <-----> SO2-4+ H+
c - x x x
Siendo (H+) = c + x = 0,1M Calculamos x con la constante K = 1,26·10-2 = x·(c + x)/(c - x) de donde x = 0,01 M y por tanto c = 0,09M la concentración inicial del ácido sulfúrico.
Definición de Lewis
La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente. En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define una base (llamada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.
Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
Definición de sistema disolvente
Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los disolventes autodisociables.
En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas,aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amiduro, respectivamente:
2 H2O H3O+ + OH−
2 NH3 NH4+ + NH2−
Algunos sistemas apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el tetraóxido de dinitrógeno en nitrosonio ynitrato, y el tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato:
N2O4 NO+ + NO3−
2 SbCl3 SbCl2+ + SbCl4−
Definición de Usanovich
La definición más general es la del químico ruso Mikhail Usanovich, y puede ser resumida como que un ácido es cualquier especie química que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base lo inverso. Esto tiende a solaparse con el concepto de reacción redox (oxidación-reducción), por lo que no goza del favor de los químicos. Esto se debe a que las reacciones redox se enfocan mejor como procesos físicos de transferencia electrónica, en lugar de procesos de formación y ruptura de enlaces, aunque la distinción entre estos dos procesos es difusa.
Definición de Lux-Flood
Esta definición, propuesta por el químico alemán Hermann Lux en 1939, mejorada posteriormente por Håkon Floodalrededor de 1947 y ahora usada comúnmente en geoquímica y electroquímica modernas de sales fundidas, describe a un ácido como un aceptor de aniones óxido, y una base como un donante de aniones óxido. Por ejemplo:
MgO (base) + CO2 (ácid) → MgCO3
CaO (base) + SiO2 (ácid) → CaSiO3
NO—
3 (base) + S2O2-
7 (ácido) → NO+
2 + 2 SO2-
4
Definición de Pearson
En 1963 Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo avanzado conocido como teoría ácido-base duro-blando desarrollada posteriormente de forma cuantitativa con ayuda de Robert Parr en 1984. 'Duro' se aplica a especies que son pequeñas, tienen elevados estados de oxidación, y son débilmente polarizables. 'Blando' se aplica a especies que son grandes, tienen bajos estados de oxidación, y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son las duro-duro y blando-blando. Esta teoría ha encontrado uso en química orgánica e inorgánica.
• Pierden sus
propiedades al reaccionar con bases.
Bases:
• Tiene sabor
amargo.
• Suaves al
tacto pero corrosivos con la piel.
• Dan color azul
a ciertos colorantes vegetales.
• Precipitan
sustancias disueltas por ácidos.
• Disuelven
grasas.
• Pierden sus
propiedades al reaccionar con ácidos.
Ácidos y bases de
Bronsted:
Bronsted define a un ácido como un
donador de protones y una base como un receptor de protones. En este contexto
se pueden identificar y clasificar ciertos compuestos.
En laboratorios los ácidos más comunes
para trabajar son el ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido
acético y el ácido fosfórico. Todos ellos donan protones (H+) a la solución,
alterando su pH inicial.
Por otro lado las bases más comunes son
el hidróxido de sodio, hidróxido de bario y el amoniaco, produciendo una
disminución de H+ en la solución.
Dentro del caso de los ácidos, podemos identificar
tres tipos según la cantidad de protones que cedan al medio:
1. Monoprótico: Son aquellos que en su
estructura química contiene un hidrógeno asociado a este.
Ej:
HCl(ac) →
H+(ac) + CL-(ac)
HNO3(ac)→ H+(ac) + NO-3(ac)
CH3COOH(ac)→ CH3COO-(ac) + H+(ac)
2. Diprótico: son aquellos que en su
estructura química contienen asociados dos hidrógenos.
Ej:
H2SO4(ac)→ H+(ac) + HSO-4(ac)
HSO-4(ac)
<=> H+(ac) + SO-24(ac)
3. Tripróticos: son aquellos que en su
estructura química contienen asociados tres hidrógenos.
Ej:
H3PO4(ac) <=> H+ (ac)
+ H2PO-4(ac)
H2PO-4(ac) <=>
H+ (ac) + HPO-24(ac)
HPO-24(ac) <=> H+
(ac) + PO-34(ac)
El PH:
Dado que las concentraciones de los
iones H+ y OH- con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es
difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso una medida más práctica
denominada PH. El PH de una disolución se define como: el logaritmo negativo de
la concentración del ion hidrógeno (en mol/L).
Esto:
PH=-Log
[H+]
Así se establecen números
convenientes para trabajar con ellos, proporcionando una valor positivo para [H+].
Además el término [H+] en la ecuación anterior sólo corresponde a la
parte numérica de la expresión para la concentración del ion hidrógeno, ya que
no se puede tomar el logaritmo de las unidades. Entonces el de una disolución
es una cantidad a dimensional.
Los
conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un
medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de
forma tal que pH + pOH = pKw. Por este motivo, está generalizado el uso de pH
tanto para ácidos como para bases.
H3O+ + OH−