En química , una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Se puede utilizar para determinar el pH mediante titulación . Varios marcos teóricos proporcionan concepciones alternativas de los mecanismos de reacción y su aplicación para resolver problemas relacionados; éstas se denominan teorías ácido-base, por ejemplo, teoría ácido-base de Brønsted-Lowry .
Su importancia se hace evidente al analizar reacciones ácido-base para especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos fue aportado por el químico francés Antoine Lavoisier , hacia 1776. [1]
Es importante pensar en los modelos de reacción ácido-base como teorías que se complementan entre sí. [2] Por ejemplo, el modelo de Lewis actual tiene la definición más amplia de lo que son un ácido y una base, siendo la teoría de Brønsted-Lowry un subconjunto de lo que son los ácidos y las bases, y la teoría de Arrhenius es la más restrictiva.
El concepto de reacción ácido-base fue propuesto por primera vez en 1754 por Guillaume-François Rouelle , quien introdujo la palabra " base " en la química para referirse a una sustancia que reacciona con un ácido para darle forma sólida (como una sal). Las bases son en su mayoría de naturaleza amarga. [3]
El primer concepto científico de ácidos y bases lo proporcionó Lavoisier alrededor de 1776. Dado que el conocimiento de Lavoisier sobre los ácidos fuertes se restringía principalmente a los oxoácidos , como el HNO 3 ( ácido nítrico ) y el H 2 SO 4 ( ácido sulfúrico ), que tienden a contener átomos centrales en altos estados de oxidación rodeados de oxígeno, y como no conocía la verdadera composición de los ácidos hidrohálicos ( HF , HCl , HBr y HI ), definió los ácidos en términos de su contenido de oxígeno , a los que de hecho nombró de palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego ὀξύς (oxys) 'ácido, agudo' y γεινομαι (geinomai) 'engendrador'). La definición de Lavoisier se mantuvo durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y las conferencias posteriores de Sir Humphry Davy en las que demostró la falta de oxígeno en el sulfuro de hidrógeno ( H 2 S ), el telururo de hidrógeno ( H 2 Te ) y los ácidos hidrohálicos . Sin embargo, Davy no logró desarrollar una nueva teoría y concluyó que "la acidez no depende de ninguna sustancia elemental en particular, sino de una disposición peculiar de varias sustancias". [4] Jöns Jacob Berzelius proporcionó una modificación notable de la teoría del oxígeno , quien afirmó que los ácidos son óxidos de no metales, mientras que las bases son óxidos de metales.
En 1838, Justus von Liebig propuso que un ácido es un compuesto que contiene hidrógeno cuyo hidrógeno puede ser reemplazado por un metal. [5] [6] [7] Esta redefinición se basó en su extenso trabajo sobre la composición química de los ácidos orgánicos , finalizando el cambio doctrinal de ácidos a base de oxígeno a ácidos a base de hidrógeno iniciado por Davy. La definición de Liebig, aunque completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años hasta la adopción de la definición de Arrhenius. [8]
La primera definición moderna de ácidos y bases en términos moleculares fue ideada por Svante Arrhenius . [9] [10] Una teoría del hidrógeno de los ácidos, surgió de su trabajo de 1884 con Friedrich Wilhelm Ostwald para establecer la presencia de iones en solución acuosa y llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903.
Como lo define Arrhenius:
Esto provoca la protonación del agua o la creación del ion hidronio ( H 3 O + ). [nota 1] Así, en los tiempos modernos, el símbolo H + se interpreta como una abreviatura de H 3 O + , porque ahora se sabe que un protón desnudo no existe como especie libre en solución acuosa. [14] Esta es la especie que se mide mediante indicadores de pH para medir la acidez o basicidad de una solución.
Las definiciones de Arrhenius de acidez y alcalinidad están restringidas a soluciones acuosas y no son válidas para la mayoría de las soluciones no acuosas, y se refieren a la concentración de los iones disolventes. Según esta definición, el H 2 SO 4 puro y el HCl disueltos en tolueno no son ácidos, y el NaOH fundido y las soluciones de amida cálcica en amoníaco líquido no son alcalinos. Esto llevó al desarrollo de la teoría de Brønsted-Lowry y la posterior teoría de Lewis para explicar estas excepciones no acuosas . [15]
La reacción de un ácido con una base se llama reacción de neutralización . Los productos de esta reacción son una sal y agua.
En esta representación tradicional, una reacción de neutralización ácido-base se formula como una reacción de doble reemplazo . Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico (HCl) con soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) produce una solución de cloruro de sodio (NaCl) y algunas moléculas de agua adicionales.
El modificador ( aq ) en esta ecuación fue implícito por Arrhenius, en lugar de incluirse explícitamente. Indica que las sustancias están disueltas en agua. Aunque las tres sustancias, HCl, NaOH y NaCl, son capaces de existir como compuestos puros, en soluciones acuosas están completamente disociadas en los iones acuosos H + , Cl − , Na + y OH − .
El polvo de hornear se utiliza para hacer que la masa de panes y pasteles "levante" creando millones de pequeñas burbujas de dióxido de carbono . El polvo para hornear no debe confundirse con el bicarbonato de sodio , que es bicarbonato de sodio ( NaHCO 3 ). El polvo para hornear es una mezcla de bicarbonato de sodio (bicarbonato de sodio) y sales ácidas. Las burbujas se crean porque, cuando el polvo de hornear se combina con agua, el bicarbonato de sodio y las sales ácidas reaccionan para producir dióxido de carbono gaseoso .
Ya sea que se preparen comercialmente o en el país, los principios detrás de las formulaciones de polvo para hornear siguen siendo los mismos. La reacción ácido-base se puede representar genéricamente como se muestra: [16]
Las reacciones reales son más complicadas porque los ácidos son complicados. Por ejemplo, comenzando con bicarbonato de sodio y fosfato monocálcico ( Ca(H 2 PO 4 ) 2 ), la reacción produce dióxido de carbono mediante la siguiente estequiometría : [17]
Una formulación típica (en peso) podría requerir 30 % de bicarbonato de sodio, 5 a 12 % de fosfato monocálcico y 21 a 26 % de sulfato de sodio y aluminio . Alternativamente, un polvo de hornear comercial podría usar pirofosfato ácido de sodio como uno de los dos componentes ácidos en lugar de sulfato de aluminio y sodio. Otro ácido típico en este tipo de formulaciones es el crémor tártaro ( KC 4 H 5 O 6 ), un derivado del ácido tartárico . [17]
La definición de Brønsted-Lowry, formulada en 1923, de forma independiente por Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Martin Lowry en Inglaterra, [18] [19] se basa en la idea de la protonación de bases mediante la desprotonación de ácidos, es decir, la capacidad de ácidos para "donar" iones de hidrógeno ( H + ), también conocidos como protones , a bases, que los "aceptan". [20] [nota 2]
Una reacción ácido-base es, por tanto, la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. [21] La eliminación de un ion hidrógeno de un ácido produce su base conjugada , que es el ácido al que se le ha eliminado un ion hidrógeno. La recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado , que es la base a la que se le añade un ion hidrógeno.
A diferencia de las definiciones anteriores, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y disolvente, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas , producidos por la transferencia de un protón del ácido a la base. [11] [20] En este enfoque, los ácidos y las bases tienen un comportamiento fundamentalmente diferente al de las sales, que se consideran electrolitos, sujetos a las teorías de Debye , Onsager y otros. Un ácido y una base reaccionan no para producir una sal y un disolvente, sino para formar un nuevo ácido y una nueva base. Por tanto, el concepto de neutralización está ausente. [4] El comportamiento ácido-base de Brønsted-Lowry es formalmente independiente de cualquier disolvente, lo que lo hace más abarcador que el modelo de Arrhenius. El cálculo del pH según el modelo de Arrhenius dependía de los álcalis (bases) que se disolvían en agua ( solución acuosa ). El modelo de Brønsted-Lowry amplió lo que se podía probar el pH utilizando soluciones solubles e insolubles (gas, líquido, sólido).
La fórmula general para reacciones ácido-base según la definición de Brønsted-Lowry es:
Por ejemplo, un modelo de Brønsted-Lowry para la disociación del ácido clorhídrico (HCl) en solución acuosa sería el siguiente:
La eliminación de H + del HCl produce el ion cloruro , Cl- , la base conjugada del ácido. La adición de H + al H2O ( que actúa como base) forma el ion hidronio , H3O + , el ácido conjugado de la base.
El agua es anfótera , es decir, puede actuar como ácido y como base. El modelo de Brønsted-Lowry explica esto y muestra la disociación del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido :
Esta ecuación se demuestra en la siguiente imagen:
Aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un H + y formando la base conjugada, OH − , y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H + y formando el ácido conjugado, H 3 O +. .
Como ejemplo de agua que actúa como ácido, considere una solución acuosa de piridina , C 5 H 5 N.
En este ejemplo, una molécula de agua se divide en un ion hidrógeno, que se dona a una molécula de piridina, y un ion hidróxido.
En el modelo de Brønsted-Lowry, el disolvente no necesariamente tiene que ser agua, como lo requiere el modelo ácido-base de Arrhenius. Por ejemplo, considere lo que sucede cuando el ácido acético , CH 3 COOH , se disuelve en amoníaco líquido .
Se elimina un ion H + del ácido acético, formando su base conjugada, el ion acetato , CH 3 COO − . La adición de un ion H + a una molécula de amoníaco del disolvente crea su ácido conjugado, el ion amonio, NH.+4.
El modelo de Brønsted-Lowry llama ácidos a las sustancias que contienen hidrógeno (como el HCl ). Así, algunas sustancias, que muchos químicos consideraban ácidas, como el SO 3 o el BCl 3 , quedan excluidas de esta clasificación por falta de hidrógeno. Gilbert N. Lewis escribió en 1938: "Restringir el grupo de ácidos a aquellas sustancias que contienen hidrógeno interfiere tan seriamente con la comprensión sistemática de la química como lo haría la restricción del término agente oxidante a sustancias que contienen oxígeno ". [4] Además, KOH y KNH 2 no se consideran bases de Brønsted, sino sales que contienen las bases OH 2 y NH.−
2.
El requerimiento de hidrógeno de Arrhenius y Brønsted-Lowry fue eliminado por la definición de Lewis de reacciones ácido-base, ideada por Gilbert N. Lewis en 1923, [22] en el mismo año que Brønsted-Lowry, pero no fue elaborada por él hasta 1938. [4] En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones u otras sustancias unidas, la definición de Lewis define una base (denominada base de Lewis ) como un compuesto que puede donar un par de electrones , y un ácido ( un ácido de Lewis ) es un compuesto que puede recibir este par de electrones. [23]
Por ejemplo, el trifluoruro de boro , BF 3, es un ácido de Lewis típico. Puede aceptar un par de electrones ya que tiene una vacante en su octeto . El ion fluoruro tiene un octeto completo y puede donar un par de electrones. De este modo
Los aductos que implican iones metálicos se denominan compuestos de coordinación; cada ligando dona un par de electrones al ion metálico. [23] La reacción
Las definiciones de Lewis y Brønsted-Lowry son consistentes entre sí ya que la reacción
Una de las limitaciones de la definición de Arrhenius es su dependencia de soluciones acuosas. Edward Curtis Franklin estudió las reacciones ácido-base en amoníaco líquido en 1905 y señaló las similitudes con la teoría de Arrhenius basada en agua. Albert FO Germann , trabajando con fosgeno líquido , COCl
2, formuló la teoría basada en disolventes en 1925, generalizando así la definición de Arrhenius para cubrir los disolventes apróticos. [24]
Germann señaló que en muchas soluciones hay iones en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente:
Por ejemplo, el agua y el amoníaco sufren tal disociación en hidronio e hidróxido , y amonio y amida , respectivamente:
Algunos sistemas apróticos también sufren dicha disociación, como el tetróxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato , [nota 3] el tricloruro de antimonio en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato, y el fosgeno en clorocarboxonio y cloruro :
Se define como ácido un soluto que provoca un aumento en la concentración de los iones solvonio y una disminución en la concentración de iones solvato . Se define como base un soluto que provoca un aumento en la concentración de los iones solvato y una disminución en la concentración de los iones solvonio .
Así, en amoníaco líquido, KNH 2 (que suministra NH−2) es una base fuerte, y NH 4 NO 3 (que suministra NH+4) es un ácido fuerte. En el dióxido de azufre líquido ( SO 2 ), los compuestos de tionilo (que suministran SO 2+ ) se comportan como ácidos y los sulfitos (que suministran SO 2+).2-3) se comportan como bases.
Las reacciones ácido-base no acuosas en el amoníaco líquido son similares a las reacciones en el agua:
El ácido nítrico puede ser una base del ácido sulfúrico líquido:
Debido a que la definición del sistema solvente depende tanto del soluto como del solvente mismo, un soluto particular puede ser un ácido o una base dependiendo de la elección del solvente: HClO 4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en acético. ácido y una base débil en ácido fluorosulfónico; Esta característica de la teoría se ha visto como una fortaleza y una debilidad, porque se ha visto que algunas sustancias (como SO 3 y NH 3 ) son ácidas o básicas por derecho propio. Por otro lado, la teoría de los sistemas disolventes ha sido criticada por ser demasiado general para ser útil. Además, se ha pensado que hay algo intrínsecamente ácido en los compuestos de hidrógeno, una propiedad que no comparten las sales de solvonio no hidrogénicas. [4]
Esta teoría ácido-base fue un resurgimiento de la teoría del oxígeno de ácidos y bases propuesta por el químico alemán Hermann Lux [27] [28] en 1939, mejorada aún más por Håkon Flood c. 1947 [29] y todavía se utiliza en la geoquímica y electroquímica moderna de sales fundidas . Esta definición describe un ácido como un aceptor de iones óxido ( O 2− ) y una base como un donante de iones óxido. Por ejemplo: [30]
Esta teoría también es útil en la sistematización de las reacciones de compuestos de gases nobles , especialmente los óxidos, fluoruros y oxofluoruros de xenón. [31]
Mikhail Usanovich desarrolló una teoría general que no restringe la acidez a los compuestos que contienen hidrógeno, pero su enfoque, publicado en 1938, era incluso más general que la teoría de Lewis. [4] La teoría de Usanovich se puede resumir en definir un ácido como cualquier cosa que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base a la inversa. Esto definió el concepto de redox (oxidación-reducción) como un caso especial de reacciones ácido-base.
Algunos ejemplos de reacciones ácido-base de Usanovich incluyen:
En 1963, Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo conocido como principio de ácidos y bases duros y blandos . [32] posteriormente se hizo cuantitativo con la ayuda de Robert Parr en 1984. [33] [34] 'Duro' se aplica a especies que son pequeñas, tienen estados de carga altos y son débilmente polarizables. 'Suave' se aplica a especies que son grandes, tienen estados de carga bajos y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son duras-duras y blandas-blandas. Esta teoría ha encontrado aplicación en química orgánica e inorgánica.
El modelo ECW creado por Russell S. Drago es un modelo cuantitativo que describe y predice la fuerza de las interacciones ácido-base de Lewis, −Δ H. El modelo asignó parámetros E y C a muchos ácidos y bases de Lewis. Cada ácido se caracteriza por una E A y una C A . Cada base también se caracteriza por sus propios E B y C B. Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostática y covalente a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. La ecuación es
El término W representa una contribución de energía constante para una reacción ácido-base, como la escisión de un ácido o base dimérico. La ecuación predice la inversión de las fuerzas de los ácidos y las bases. Las presentaciones gráficas de la ecuación muestran que no existe un orden único de fuerzas de las bases de Lewis o de los ácidos de Lewis. [35]
La reacción de un ácido fuerte con una base fuerte es esencialmente una reacción cuantitativa. Por ejemplo,
En esta reacción, tanto los iones de sodio como los de cloruro son espectadores como la reacción de neutralización,
La constante de equilibrio para esta reacción puede derivarse de las constantes de disociación ácida de la adenina y del ion dihidrógeno fosfato.
La notación [X] significa "concentración de X". Cuando estas dos ecuaciones se combinan eliminando la concentración de iones hidrógeno, se obtiene una expresión para la constante de equilibrio, K.
Una reacción ácido-álcali es un caso especial de reacción ácido-base, donde la base utilizada también es un álcali . Cuando un ácido reacciona con una sal alcalina (un hidróxido metálico), el producto es una sal metálica y agua. Las reacciones ácido-álcali también son reacciones de neutralización .
En general, las reacciones ácido-álcali se pueden simplificar para
omitiendo los iones espectadores .
Los ácidos son en general sustancias puras que contienen cationes de hidrógeno ( H + ) o hacen que se produzcan en soluciones. El ácido clorhídrico ( HCl ) y el ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ) son ejemplos comunes. En el agua, estos se descomponen en iones:
El álcali se descompone en agua y produce iones de hidróxido disueltos:
![{\displaystyle {\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/51c558ba4024498fa2ac090294a9166d0d031da5)
![{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ab838ea7ca092f0ed7ebbb492686dc803792d54d)
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4264aceade575d64125a0462b1e2db1de6e9397a)
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce { \, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dbcbbcedea481264959a17cd4e62bd4581943e0c)
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{anfifílico}} \atop {\text{amida} }}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{ácido}}{{ \ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/566b6409699bbe094046ba0d1a19cd4d1ae8aed4)
![{\displaystyle {\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(ácido)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\ [4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ea15558b1c2e044b77df454d8cbf9aaaa4311e81)
![{\displaystyle {\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(ácido)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(especies intercambiadas: }}{\ce {O^{2}-}}{\ text{anión)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3} -}}&{\text{(especies intercambiadas: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ aniones)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{ \ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(especies intercambiadas: 2 electrones)}}\end{array}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3606147e890a19772c493ab5a946da7b90555599)
![{\displaystyle {\begin{aligned}\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a1}{\bigl [}{ \ce {AH}}{\bigr ]}\\[4pt]\left[{\ce {HPO4^2-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_ {a2}\left[{\ce {H2PO4-}}\right]\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0b4bd713d82d4b0058d56ae9166383f24aa74a97)
![{\displaystyle \left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H2PO4-}}\right]=K{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\!\left[{\ce {HPO4^2-}}\right];\quad K={\frac {K_{a1}}{K_{a2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b0c498e9be275bfbf1309eeb04663c8e7a567c14)
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {HCl}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ Cl_{(aq)}-}}\\[4pt]{\ce {H2SO4}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ HSO4_{\,(aq)}-}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/cfbdb6749d03edb4c3545e037931de683e668e80)
