• La química está llena de famosas “parejas de hecho”: ácido y base, sal y agua, fuerte y débil, ionizante y no-ionizante, oxidante y reductor, endotérmico y exotérmico, anión y catión… También tiene sus “tríos” (protón, neutrón y electrón; covalente, iónico y metálico; espontáneo, no-espontáneo y equilibrio), pero por ahora empezaremos con los dúos.

• Somos herederos de griegos y romanos. La palabra ion procede del griego ion, que deformado derivó en ionei, “yo voy”, como iban las partículas eléctricas observadas por Faraday en el siglo XIX. ¿Recuerdas la diferencia entre cationes y aniones?

• Tarea 1: a) ¿Qué es un electrólito?;  b) ¿En qué se diferencian los electrólitos iónicos de los moleculares? Pon ejemplos de ambos tipos, indicando las reacciones que a que dan lugar en disolución; c) ¿Sabrías nombrar los iones formados?; d) ¿Por qué unos electrólitos se consideran fuertes y otros débiles? Indica ejemplos de cada tipo, con las reacciones correspondientes.; e) ¿Qué sustancias son no electrólitos?  Como la vuelta al tajo después de Navidad se hace durilla, unas pistas en forma de interactividad en educaplus y de vídeos (el resto, en el libro, y en estos superenlaces).

• De las diferencias entre ácidos y bases tiempo ha que la humanidad tiene conocimiento (bien lo sabían las abuelas con los jabones). Robert Boyle señaló las principales propiedades de estas sustancias allá por el siglo XVII:

• Ya en  el siglo XIX, el químico sueco (de impronunciable nombre) Svante Arrhenius intuyó que la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas se debía a la existencia de iones positivos y negativos en las mismas.

• A principios del siglo XX, Johannes Brönsted y Thomas Lowry publicaron su teoría sobre los ácidos y las bases. Las características de la misma se resumen en la siguiente tabla:

•  Según Brönsted y Lowry,  un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido - base conjugados.

•  La teoría cuasidefinitiva sobre ácidos y bases es la de Lewis, pero no toca darlo este curso.

•  Las sustancias que se comportan como ácidos o como bases dependiendo de a qué sustancias se enfrenten se denominan anfóteras o anfipróticas. Ejemplos de ellas son el agua, el hidrogenocarbonato (HCO3^-), el hidrogenosulfuro (HS^-) etc. Veamos qué sucede con este último:

HS^- (ácido 1)+ NH₃ (base 2)<–> S^2- (base 1)+ NH₄⁺ (ácido 2)

H₃O⁺(ácido 1)  + HS^- (base 2) <–> H₂O(base 1) + H₂S (ácido 2) 

• Por cierto, no pienses que H⁺ y H₃O⁺ son especies diferentes. El ion hidronio es la combinación de un protón (H⁺) y una molécula de agua (H_²O):

• El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica (es una sustancia covalente molecular, cuyas moléculas se unen mediante enlaces por puente de hidrógeno). Apenas está disociada en sus iones (hidroxilo e hidronio), por lo que el equilibrio de autonionizacion del agua está muy desplazado hacia la izquierda:

(Esta imagen, por cierto, lleva a una página donde se desarrollan todos los contenidos del tema)

 H₂O (l) + H₂O (l)   <— —>   H^₃O⁺ (aq) + OH^-  (aq)

La constante de este equilibrio se llama constante de autonionización del agua, Kw:

 = 10^-7 · 10^-7 = 10^-14 (a 25º C)

y de ahí se deduce la relación

 pH + pOH = 14

• Tarea 2: ¿En qué consiste la autoionización del agua? ¿Qué relación tiene con la conductividad eléctrica del agua pura? Escribe la correspondiente reacción de equilibrio, indicando los pares conjugados ácido-base de la misma. ¿Cuál es expresión de la constante del equilibrio de autoionización del agua, también llamado producto iónico? Encuentra su valor a 25º C. ¿Por qué el agua de mar conduce mejor que la pura la corriente eléctrica del agua?  ¿Cómo influye la temperatura en la conductividad eléctrica del agua? ¿Qué sales suelen encontrarse disueltas en el agua?

• Que todo es relativo lo tenemos acuñado desde Einstein. La fuerza de los ácidos y las bases, su tendencia a ceder o captar protones, también es relativa, porque depende de con quién se enfrenten. No obstante, tenemos que conocer cuáles son los ácidos y bases más fuertes:

   

  

•  La relación entre la fortaleza de los ácidos y su estructura molecular se explica en la imagen (pincha encima para verla mayor):

• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa:

• Los ácidos y bases fuertes tienen el equilibrio de disociación casi totalmente desplazado a la derecha (una constante grandísima), son electrolitos fuertes. Cuando nos den valores de la constante de acidez o basicidad menores de 1, debemos pensar en ácidos y bases débiles, y tratar la situación como un equilibrio químico.

  (bse fuerte)

• En forma de animación flash tal vez se entienda mejor que haya que temer al ácido clorhídrico (fuerte) , y algo menos al fluorhídrico (débil)…

  Esta película necesita Flash Player 7

• Tarea 3: Bien dicen que la química está en todas partes (¿será Dios?). Ojea el trabajo “Ácidos y bases en la vida cotidiana“, y elabora una lista de los productos mencionados, indicando su carácter y aplicaciones (en algunos ordenadores da problemas el enlace y el flash; ese mismo enlace desde Google se abre sin problemas… ¿?) (espera unos segundos en cada pantalla). Por cierto, más allá de la vida, el hidróxido de potasio se le ha dado un nuevo uso. ¡No dejes de leerlo!

• Tarea 4: ¿Qué ácidos conoces? ¿Cuántos tipos? ¿Qué características presentan? ¿Qué significa que sean corrosivos? ¿Qué gas desprenden al reaccionar con los metales? (Recuerda el experimento del laboratorio, con la granalla de cinc y Jesús siendo el primer valiente) ¿Cómo pueden detectarse los ácidos? ¿Qué aplicaciones tienen?  ¿Qué ácidos genera nuestro cuerpo (el de unos más que otros, je, je), y para qué? Parece increíble, pero puedes contestar a todas estas preguntas con poco más de tres minutos de vídeo:

• Tarea 5: Claro, las bases no podían ser menos. Mira, compara, y comenta la información más relevante que encuentres en este vídeo, donde ya se habla de sales, pH y neutralización (¿qué serán?):

• En numerosos envases de productos de limpieza habrás leído eso de “pH neutro”. Con la siguiente animación tendrás información sobre el concepto de pH (ese “misterioso” logaritmo)… ¡en inglés! Pero las fórmulas son universales:

    pH = - log   [H₃ O⁺]

 

• La famosa escala de pH sitúa las sustancias ácidas con valores por debajo de 7, y las básicas por encima. pH neutro será el que presente una disolución con concentración de hidronios igual a 10^-7 M, y por tanto tenga pH = 7:

• Tarea 6: Ya conoces qué es el pH. Utiliza la animación interactiva propuesta para comprobar la relación entre el valor de pH y la concentración de iones hidronio en al menos tres casos. ¿¡Cuál será entonces la concentración de iones hidroxilo? Consulta la definición de pOH, y calcula el valor correspondiente a los casos elegidos.

pOH = log [OH^-]

• Tarea 7: ¿Cuándo se considera que una disolución es ácida, neutra o básica? Responde en función de la concentración de iones hidronio e hidroxilo.

• Tarea 8: Hemos estudiado (algunos más que otros, je, je) que los ácidos fuertes (como el HCl) y las bases fuertes se ionizan casi por completo en las disoluciones acuosas diluidas, mientras que los ácidos débiles y bases débiles lo hacen sólo parcialmente. Pon ejemplos del pH que producirían ácidos o bases fuertes y débiles de concentración 0,5 M.

• Para que no te queden dudas, aquí tienes un resumen de los casos-tipo que se pueden presentar en problemas de ácidos y bases fuertes y débiles:

• ¿Qué ocurrre con las sales en disolución? Las sales, electrólitos fuertes, se disocian totalmente en sus iones. El catión procedente de base débil o el anión que viene de ácido débil (o incluso los dos) reaccionarán con el agua, produciendo un equilibrio de hidrólisis,  dando carácter ácido o básico a la disolución. Si la sal proviene de la reacción entre un ácido y una base fuertes, no habrá hidrólisis de los iones, y el pH resultante será neutro. Puedes comprobarlo en el laboratorio. Y practicar con ejercicios.

Sal de ácido y base fuerte, sal de ácido débil y base fuerte, sal de ácido fuerte y base débil, sal de ácido y base débiles

• La siguiente presentación también te ayudará a entender los casos posibles de hidrólisis, con ejemplos:

• Tarea 9: Ahora que vas sabiendo qué son los ácidos y cómo reaccionan, explica en qué consiste la lluvia ácida y qué efectos tiene sobre el medio ambiente.

• Tarea 10: ¿Cuál es la estructura real, en tres dimensiones, de los ácidos nítrico, acético, fosfórico y carbónico? (Prueba a girar las moléculas y hacerlas más grandes en este enlace, o en el de Educaplus)

• ¿Cómo saber si una sustancia es ácida o básica rápidamente? Conocerás las tiras de papel indicador, que se utilizan para comparar el color obtenido al sumergirlas en la disolución que queremos conocer con el del patrón correspondiente.  También existen pH-metros, mucho más precisos, claro. Echa un vistazo a la siguiente interactividad de Educaplus, a ver qué ojo tienes.

• Si necesitas emular a un CSI casero y necesitas urgentemente un indicador mientras cocinas, toma nota de los ingredientes:

• Los indicadores ácido-base son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica. Este cambio se produce en un intervalo denominado intervalo de viraje, característico de cada indicador:

H In (color A) + H₂O <–> In^- (color B) + H₃O⁺

•  Tarea 11: Los indicadores ácido-base son electrolitos débiles que presentan colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentren.  En la siguiente animación puedes dar un valor aproximado del intervale de viraje de distintos indicadores. Comprueba que concuerdan con lo esperado.

• Utilizamos los indicadores para determinar el punto final de una neutralización, que es la reacción entre un ácido y una base para dar una sal. El punto final se puede observar por la variación del color del indicador, mientras que el punto de equivalencia, aquel en el que el número de hidronios iguala al de hidroxilos (el momento de la neutralización completa), sólo puede ser determinado teóricamente. Es muy conveniente elegir un indicador cuyo intervalo de viraje esté en las proximidades del punto de equivalencia..

• Tarea 12: Interpreta la reacción de neutralización que ocurre entre el hidróxido de sodio y el ácido nítrico, escribiendo las correspondientes ecuaciones de ionización. ¿Cómo se explicaría la neutralización según la teoría de Arrhenius? ¿Y según la de Brönsted y Lowry?

• Las valoraciones ácido-base o volumetrías o titulaciones sirven para determinar la concentración de una disolución desconocida a partir de otra conocida, utilizando una reacción de neutralización ácido-base. Así se hace una valoración ácido-base o titulación en el laboratorio (y se pide en PAU, así que no olvides el procedimiento para valorar un vinagre comercial):

• Esta interactividad de una titulación ácido-base está en inglés, pero lo que se ve se entiende, you know. ¿Puedes describir cómo se realizaría en el laboratorio dicha valoración. ¿Te animas con un test? Para entender las curvas de valoración ácido base, ojea  las excelentes infografías de Salvador Hurtado:

 

• Si Panorámix hubiera tenido que estudiar disoluciones reguladoras para hacer la pócima mágica, adiós a la aldea irreductible…

• Tarea 13: Las disoluciones reguladoras son capaces de mantener su pH prácticamente constante  aunque se les añadan pequeñas cantidades de ácidos o bases. ¿Qué sustancias contienen este tipo de disoluciones? ¿Cómo funcionan? Con esta simulación podrás comprobar si sabes calcular el pH de distintas disoluciones reguladoras (anota al menos dos casos). Tienes ejercicios sobre reguladoras con soluciones en este enlace, y en un buen powerpoint. También puedes autoevaluar lo que sabes. Las míticas fórmulas para estos ejercicios son:

• Aunque siga estando la información  en inglés, las imágenes te aclararán qué sucede al añadir una base fuerte o un ácido fuerte a una disolución reguladora.

• Puedes valorar cuánto vas aprendiendo con esta colección de ejercicios en pdf (con soluciones), o con otra que los plantea organizados y resueltos al final. También tenemos un par de actividades de refuerzo con las soluciones explicadas, y otros cuantos problemas con resolución incluida. Por posibilidad de tareas que no quede… En esta página encontrarás teoría, animaciones, ejercicios etc. (no te la pierdas). Tampoco esta otra, aunque recomiendo muy especialmente las audiovidelecciones de Skool! ¿No puedes vivir sin toda la teoría sobre ácidos y bases? ¿Necesitas más? Siempre el Grupo Lentiscal.

• Aquí están los ejercicios de la PAU asturiana relacionados con el tema que nos ocupa (y los de 2010):

• Tarea 14. Comprueba lo que sabes sobre ácidos y bases de modo interactivo, en Proyecto Ulloa (con ejercicios incluidos), con autoevaluaciones… Repasa el tema de 100cia.

• Por cierto, que la crisis también se nota en la industria de los ácidos en Asturias (noticia de La Nueva España, del 29 de enero de 2009). Es que la vida a veces es amarga, como el sabor de las bases. Hay que darle un toque de ácida ironía.

• Demos ya colofón con una presentación, a modo de resumen pareado: