8.2.- Concepto de ácido-base
según Arrhenius

El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue prevaleciendo con algunas mejoras, fue propuesto por Svante Arrhenius en 1884 como parte de otra teoría, también propuesta por él: la teoría de la ionización.Svante August Arrhenius (1859-1927)

  • Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar protones (H+). Por ejemplo:

H2SO3            HSO3- + H+         SO3-2 + 2 H+

  • Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es capaz de dar iones oxidrilo (OH). Por ejemplo:

Na(OH)                   Na+ + OH-

Fue la primera teoría que sugirió la causa de las propiedades comunes de los ácidos y las bases, (la producción de H+ para los ácidos y OH para las bases) lo que conduce a identificar reacciones ácido ‑ base por ser estos iones los causantes de las mismas. Sin embargo surgieron algunas dificultades:

  1. En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:

HCl + H2O              Cl- + H3O+

  1. Existen sustancias que no poseen grupos OH- y son capaces de comportarse como las bases. Por ejemplo:

NH3 + HCl              NH4Cl

el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal.

 

A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:

HA + H2O            A- + H3O+  

pero, el agua al ser el disolvente de una disolución acuosa diluida, está en exceso, siendo su concentración prácticamente constante, entonces se define una nueva constante de equilibrio llamada constante de acidez (Ka) como:

donde Ka es la constante de disociación de un ácido.

Un ácido fuerte será aquel que ceda muchos protones (H+), por lo tanto, a mayor Ka, el ácido será más fuerte.

Los ácidos polipróticos poseen varias constantes de ionización, tantas como protones puedan ceder en disociaciones sucesivas, siendo cada vez más pequeñas. Por ejemplo:

H2S + H2O           HS(ac) + H3O+(ac)                 K1= 9'1.10-8 M

HS(ac) + H2O        S= (ac) + H3O+(ac)                K2= 1'1.10-13 M

 

De forma similar, la disociación de una base será:

  B(OH)       B+ + OH-  

a mayor Kb, la base será más fuerte.

Con frecuencia se utiliza, en lugar de Ka y Kb, las constantes pKa y pKb, que se definen en una escala logarítmica decimal de la siguiente manera:

pKa = ‑ log Ka            y          pKb = ‑ log Kb

y al ser pKa inversamente proporcional a Ka, también lo es la fuerza relativa del ácido. Lo mismo ocurre con las bases.

Existen ácidos y bases que se disocian totalmente. En este caso, la teoría de Arrhenius no da una explicación clara de su fuerza, ya que si:

AH + H2O            A- + H3O+

cuando se alcance el equilibrio, la concentración de AH será igual a cero, ya que la reacción está totalmente desplazada, luego:

si [AH] = 0      entonces          Ka =

En líneas generales los hidrácidos son ácidos más fuertes que los oxoácidos, debido a que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es más atacable, por lo que el protón se libera con mayor facilidad:

HF     >     HCl     >     HBr     >     HI

en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O es más fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya que el hidrógeno se puede desprender con mayor facilidad.

Un procedimiento que nos permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un oxoácido es la llamada "Fuerza relativa de ácido", o FRA. Consiste en restar al número de átomos de oxígeno el de los hidrógenos y establecer la siguiente relación:

F.R.A. Fuerza del ácido Ejemplos
3 Ácido muy fuerte HClO4
2 Ácido fuerte HNO3 , H2SO4
1 Ácido débil H2CO3 , H3PO4
0 Ácido muy débil H3PO3 , H2CO2

evidentemente, es una forma aproximada de comparar fuerzas relativas de unos ácidos con otros, pero no me permite saber cuál es más fuerte si el cálculo anterior es el mismo. Desde luego, la mejor forma de comparar la fuerza de los ácidos (o de las bases) es a través sus constantes de acidez (o de basicidad).