Ácidos y Bases: _{Una Introducción}

La Neutralización

Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H⁺ en la solución y las bases sueltan OH^-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H⁺ se combinaría con el ión OH^- ion para crear la molécula H₂O, o simplemente agua:

H+(aq)

+

OH-(aq)

H2O

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

Ácido		Base		Agua		Sal
HCl	+	NaOH		H2O	+	NaCl
HBr	+	KOH		H2O	+	KBr

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO₃) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted's words, "... los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry ampliar el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases.

La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H⁺ menos su electrón - es simplemente un protón).

Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, segruirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H⁺ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO₃), por ejemplo, actua como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente:

Acid		Base				Salt
HCl	+	NaHCO3		H2CO3	+	NaCl

En este ejemplo, el acido carbónico formado (H₂CO₃) pasa por descomposición rápida a agua y dióxido de carbono gaseoso, y también las burbujas de solución como el gas CO₂ se liberan.

pH

En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

Por ejemplo, una solución con [H⁺] = 1 x 10^-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H⁺] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H⁺]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H⁺]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H⁺] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.