En esta entrada al ser un basto tema utilizare distintas fuentes tales como: Química general 1ra edicion, enciclopedia mi secundaria y por supuesto paginas de información veraz y en ocasiones especializada en el tema.
Comenzare con una pequeña introducción: los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.
En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:
Los Ácidos tienen un sabor ácido,corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.
Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con
ácidos.
*nota este video tambien habla de la naturalización un tema de la siguiente entrada.
La existencia de ácidos y bases se conoce desde antiguo, cuando su diferenciación se efectuaba por el nada recomendable procedimiento de comprobar su sabor: los ácidos suelen ser agrios mientras que las bases presentan apariencia jabonosa. La primitiva definición de Arrhenius señalaba que ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar iones H+ (protones) mientras que base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones OH". De esta forma se explica el comportamiento ácido del HCl y el básico del NaOH:
HCl H+ + Cl¯
NaOH Na+ + OH¯
Sin embargo, esta definición es muy escueta, y sólo puede aplicarse a un número muy pequeño de sustancias. El carácter ácido o básico no está únicamente unido a la existencia de protones e hidroxilos. Las distintas definiciones que se van a estudiar en este capítulo proporcionarán una ideal global sobre el comportamiento ácido o básico, de manera que se puedan aplicar estos conceptos en cualquier tipo de situación química, bien sean en medios acuosos o no acuosos, en compuestos orgánicos o inorgánicos, etc.
Definición de Brönsted-Lowry.
En 1923, de manera independiente, Brönsted y Lowry propusieron que los ácidos son aquellas sustancias donadoras de protones y las bases las aceptoras de protones. En disolución acuosa esta definición es prácticamente idéntica a la de Arrhenius sobre protones e hidróxidos:
2 H2O H3O+ + OH¯
Uno de los casos donde esta definición encuentra una buena aplicación es en la racionalización de la actuación como ácidos y bases de disolventes próticos como el amoniaco o el sulfúrico:
NH4+ + NH2¯ NH3
ácido + base producto de neutralización
H3SO4+ + HSO4¯ H2SO4
ácido + base producto de neutralización
Otro ejemplo al que es posible aplicar esta definición es la siguiente reacción que, en principio, podría no parecer una neutralización, pero que como reacción acido-base, realmente lo es:
Dos especies químicas que difirieren únicamente en un determinado número de protones forman lo que se denomina par conjugado. Las reacciones como las de arriba transcurren siempre de manera que se forman las especies más débiles. Así, el ácido más fuerte y la base más fuerte de cada par conjugado reaccionan para dar ácidos y bases conjugadas más débiles. La limitación principal de esta definición se encuentra en la necesidad de la presencia de H+ en los reactivos.
En 1909, el bioquimico danes Sören Sörensen invento la escala pH para medir la acidez. la escala esta descrita en la siguiente formula:
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