mapa conceptual ácidos y bases

Comprender el tema

Los ácidos y las bases son dos categorías fundamentales de compuestos químicos que se definen según distintas teorías: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Este tema explica sus propiedades, la escala de pH, las reacciones de neutralización y las disoluciones tampón. Comprender estos conceptos permite interpretar fenómenos cotidianos, desde la acidez del jugo gástrico hasta el funcionamiento de jabones y antiácidos, y constituye una base esencial para la química de disoluciones acuosas.

Diferencias entre las tres teorías
La teoría de Arrhenius (1887) limita los ácidos y las bases a compuestos que liberan H+ u OH- en agua, por lo que no explica la basicidad del amoníaco, que no contiene OH-. Brønsted y Lowry, en 1923, ampliaron la definición: un ácido es un donante de protones y una base un aceptor, introduciendo el concepto de par conjugado ácido-base. Ese mismo año, Lewis propuso la definición más general: un ácido acepta un par de electrones y una base lo dona. Así, el BF3 es un ácido de Lewis aunque no tenga hidrógeno. Las tres teorías coinciden en disolución acuosa, pero cada una abarca un conjunto más amplio de sustancias.

Fuerza y concentración: conceptos distintos
Un error frecuente es confundir la fuerza de un ácido con su concentración. La fuerza mide el grado de disociación: el ácido clorhídrico es fuerte porque se disocia prácticamente por completo, mientras que el ácido acético del vinagre es débil porque solo una pequeña fracción de sus moléculas se ioniza. La concentración, en cambio, indica cuánto soluto hay disuelto, y se expresa en mol/L. Puede existir un ácido débil concentrado o un ácido fuerte diluido, y sus efectos sobre el pH difieren. Las constantes Ka y Kb permiten comparar fuerzas de forma cuantitativa: cuanto mayor es la constante, más se desplaza el equilibrio hacia la disociación y más fuerte es el electrolito.

Neutralización y disoluciones tampón
Cuando un ácido reacciona con una base en cantidades estequiométricas se produce una neutralización, cuyo producto general es una sal y agua; por ejemplo, HCl con NaOH forma cloruro de sodio y agua. En el laboratorio, esta reacción se aprovecha en las titulaciones, donde un indicador como la fenolftaleína señala el punto de equivalencia mediante un cambio de color. Un caso especial son las disoluciones tampón, formadas por un ácido débil y su base conjugada en cantidades comparables. Estas mezclas resisten cambios bruscos de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. El sistema bicarbonato-carbonato regula el pH de la sangre en torno a 7,4, y desviaciones significativas de ese valor alteran el funcionamiento del organismo.