Reacción ácido-base

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Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua. La palabra "sal" describe cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base (Na+ del NaOH) y cuyo anión provenga de un ácido (Cl- del HCl). Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente.

Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.

A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.[1]

Teorías ácido-base históricas[editar]

Definición de Lavoisier[editar]

Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxoácidos, que tienden a contener átomos centrales en un alto estado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, HI y otros), definió los ácidos en términos del “oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar").

La definición de Lavoisier se celebró como una verdad absoluta durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y los hidrácidos.

Definición de Liebig[editar]

Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en 1838,[2] sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal.[3] La definición de Liebig, incluso siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.[4]

Teorías ácido-base[editar]

Definición de Arrhenius[editar]

Svante Arrhenius.

La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado, desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en disolución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".[5]

Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en disolución acuosa formando cationes hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+),[5] y las bases de Arrhenius, que forman aniones hidroxilo (OH). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC han sugerido el término de "oxonio" ,[6] en lugar del más antiguo y también aceptado de "hidronio"[7] para ilustrar los mecanismos de reacción ‒como los de las definiciones de Brønsted-Lowry y sistemas solventes‒ más claramente que con la definición de Arrhenius, que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base.[5] La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius, en disolución acuosa, forman cationes hidrógeno, mientras que las bases de Arrhenius forman aniones hidroxilo".

La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidroxilo, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidroxilo procedentes de la disociación de un ácido y una base en disolución acuosa:

H+ (aq) + OH (aq) está en equilibrio con H2O

(En los tiempos modernos, el uso de H+ se considera como una abreviatura de H3O+, ya que actualmente se sabe que el protón aislado H+ no existe como especie libre en disolución acuosa).

Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.[5] En otras palabras, es una reacción de neutralización.

ácido+ + base → sal + agua

Los iones positivos procedentes de una base forman una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.

2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4

Definición de Bronsted-Lowry[editar]

La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" cationes hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".[8] A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.[5] [8]

En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un catión hidrógeno del ácido y su adición a la base.[9] Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un catión hidrógeno (H+).

La eliminación de un protón (catión hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un catión hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un catión hidrógeno añadido.

Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl), base conjugada del ácido::

HCl → H+ + Cl

La adición de H+ al anión hidróxido (OH), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:

H+ + OH → H2O

Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:

H+ + NH3 → NH4+

Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:

CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO

Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:

2 H2O está en equilibrio con H3O+ + OH

El agua, al ser anfótera, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un catión H+ y formando la base conjugada, OH, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el catión H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.

Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo con la definición de Brønsted-Lowry, es:

AH + B → BH+ + A

donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A representa la base conjugada de AH.

Definición de Lewis[editar]

La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923[10] es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.[11] En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define una base (llamada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.[11]

Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH. En su lugar, considera como ácido al propio catión H+, y como base al anión OH, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del anión OH al catión H+, formándose un enlace covalente coordinado o dativo entre H+ y OH, que produce agua (H2O).

Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:

Ag+ + 2 :NH3 está en equilibrio con [H3N:Ag:NH3]+

El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.

En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto[11] cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido.[11] En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3),[11] el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante.[11] Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.[11]

Definición de sistema disolvente[editar]

Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los disolventes autodisociables.

En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas, aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amiduro, respectivamente:

2 H2O está en equilibrio con H3O+ + OH
2 NH3 está en equilibrio con NH4+ + NH2

Algunos sistemas apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el tetraóxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato, y el tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato:

N2O4 está en equilibrio con NO+ + NO3
2 SbCl3 está en equilibrio con SbCl2+ + SbCl4

Un soluto que ocasiona un aumento en la concentración de los cationes solvonio y una disminución en los aniones solvato es un ácido, y uno que hace lo inverso es una base. En consecuencia, en amoníaco líquido, el KNH2 (que suministra NH2-) es una base fuerte, y el NH4NO3 (que suministra NH4+) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido, los compuestos de tionilo (que suministran SO2+) se comportan como ácidos, y los de sulfitos (que suministran SO32−) se comportan como bases.

Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua:

2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]
2 NH4I (ácido) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2

El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico:

HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4

Lo que distingue a esta definición se muestra en la descripción de las reacciones en disolventes apróticos, por ejemplo,N2O4:

AgNO3 (base) + NOCl (ácido) → N2O4 + AgCl

Puesto que la definición de sistema disolvente depende tanto del disolvente, como del compuesto mismo, un mismo compuesto puede cambiar su comportamiento dependiendo en la elección del disolvente. Así, el HClO4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético, y una base débil en ácido fluorosulfónico.

Otras teorías ácido-base[editar]

Definición de Usanovich[editar]

La definición más general es la del químico ruso Mikhail Usanovich, y puede ser resumida como que un ácido es cualquier especie química que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base lo inverso. Esto tiende a solaparse con el concepto de reacción redox (oxidación-reducción), por lo que no goza del favor de los químicos. Esto se debe a que las reacciones redox se enfocan mejor como procesos físicos de transferencia electrónica, en lugar de procesos de formación y ruptura de enlaces, aunque la distinción entre estos dos procesos es difusa.

Definición de Lux-Flood[editar]

Esta definición, propuesta por el químico alemán Hermann Lux[12] [13] en 1939, mejorada posteriormente por Håkon Flood alrededor de 1947[14] y ahora usada comúnmente en geoquímica y electroquímica modernas de sales fundidas, describe a un ácido como un aceptor de aniones óxido, y una base como un donante de aniones óxido. Por ejemplo:[15]

MgO (base) + CO2 (ácid) → MgCO3
CaO (base) + SiO2 (ácid) → CaSiO3
NO
3
(base) + S2O2-
7
(ácido) → NO+
2
+ 2 SO2-
4

Definición de Pearson[editar]

En 1963[16] Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo avanzado conocido como teoría ácido-base duro-blando desarrollada posteriormente de forma cuantitativa con ayuda de Robert Parr en 1984. 'Duro' se aplica a especies que son pequeñas, tienen elevados estados de oxidación, y son débilmente polarizables. 'Blando' se aplica a especies que son grandes, tienen bajos estados de oxidación, y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son las duro-duro y blando-blando. Esta teoría ha encontrado uso en química orgánica e inorgánica.

Importancia de las reacciones de neutralización como técnicas de análisis[editar]

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo en análisis volumétrico y se conocen como valoraciones ácido-base. En este caso se puede usar una disolución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si las sustancias reaccionantes son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pH-metro o la conductimetría.

  • Reacción de neutralización entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose aniones hidróxido, por lo que el pH es > 7.
  • Reacción de neutralización entre una base débil y un ácido fuerte. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose cationes hidronio, por lo que el pH es < 7.
  • Reacción de neutralización entre entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

Ejemplos:

Hidróxido de sodio con ácido carbónico que forma carbonato de sodio y agua:

  •  2NaOH \ +\ H_2CO_3\ \rightarrow\ Na_2CO_3\ +\  2H_2O

Ácido nítrico con hidróxido de aluminio que forma nitrato de aluminio y agua:

  • 3HNO_3\ +\ Al(OH)_3\ \rightarrow\ Al(NO_3)_3\ +\ 3H_2O

Práctica de la neutralización[editar]

En un matraz Erlenmeyer ponemos una disolución de ácido clorhídrico y añadimos unas gotas del indicador fenolftaleína. La fenolftaleína es un indicador que en medio ácido es incoloro, mientras que en medio básico adquiere un color rosa, cambiando de color entre pH 8 y 9,8. En principio la disolución es ácida e incolora.

Ahora colocamos en una bureta una disolución de hidróxido de sodio y abrimos la llave poco a poco. A medida que cae hidróxido de sodio, éste va reaccionando con el ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio y agua, con lo que la concentración del ácido disminuye y el pH aumenta. Cuando se ha consumido todo el ácido, la siguiente gota de base que se añade vuelve a la disolución básica, y el indicador cambia al color rosa. En ese momento sabemos que todo el ácido ha sido neutralizado.

Las neutralizaciones se producen de "equivalente a equivalente". Un equivalente gramo es igual a la masa molar dividida la carga del ión por lo tanto M (molaridad)/carga del ión=N (normalidad). La fórmula que permite calcular volúmenes necesarios para neutralizar una sustancia es: N1 x v1= N2x V2.

Véase también[editar]

Notas[editar]

  1. Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - La tabla de descubrimientos atribuye a Antoine Lavoisier ser el primero en publicar una teoría científica en relación con los oxoácidos.
  2. Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - la tabla de descubrimientos atribuye a Justus von Liebig como fecha de publicación 1838
  3. Meyers, R. (2003) p156
  4. H. L. Finston and A. C. Rychtman, A New View of Current Acid-Base Theories, John Wiley & Sons, New York, 1982, pp. 140-146.
  5. a b c d e Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p165
  6. Murray, K. K., Boyd, R. K., et al. (2006) -- Téngase en cuenta que, en este documento, no hay ninguna referencia a la desaprobación del término "hidronio", que también permanece aceptado, manteniéndose en el IUPAC Gold Book. Sin embargo se pone de manifiesto la preferencia a utilizar el término "oxonio"
  7. International Union of Pure and Applied Chemistry, et al. (2006), "Oxonium Ions"
  8. a b Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169 -- De acuerdo con los autores, la definición original era que los "ácidos tienen tendencia a perder un protón"
  9. Clayden, J., Warren, S., et al. (2000), p182-184
  10. Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - La tabla de descubrimientos atribuye la fecha de publicación de la teoría de Lewis como 1923.
  11. a b c d e f g Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p170-172
  12. Franz, H. (1966), p4
  13. Lux, Hermann (1939). «"Säuren" und "Basen" im Schmelzfluss: die Bestimmung. der Sauerstoffionen-Konzentration». Ztschr. Elektrochem 45 (4):  pp. 303–309. 
  14. Flood, Håkon; Forland, T. (1947). «The Acidic and Basic Properties of Oxides». Acta Chem. Scand. 1:  pp. 592. doi:10.3891/acta.chem.scand.01-0592. 
  15. Drago, Russel S.; Whitten, Kenneth W. (1966). «The Synthesis of Oxyhalides Utilizing Fused-Salt Media». Inorg. Chem. 5 (4):  pp. 677–682. doi:10.1021/ic50038a038. 
  16. Pearson, Ralph G. (1963). «Hard and Soft Acids and Bases». J. Am. Chem. Soc. 85 (22):  pp. 3533–3539. doi:10.1021/ja00905a001. 

Referencias[editar]

  1. Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) "Inorganic Chemistry" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall
  2. Clayden, J., Warren, S., et al. (2000) "Organic Chemistry" Oxford University Press
  3. Meyers, R. (2003) "The Basics of Chemistry" Greenwood Press
  4. Lux, Hermann (1939). «"Säuren" und "Basen" im Schmelzfluss: die Bestimmung. der Sauerstoffionen-Konzentration». Ztschr. Elektrochem 45 (4):  pp. 303–309. 
  5. Translated as: Lux, Hermann: “Acids” and “bases” in a fused salt bath: the determination of oxygen-ion. In: Journal of Electrochemistry, Vol 45 (1939), S. 303–309
  6. Drago, Russel S.; Whitten, Kenneth W. (1966). «The Synthesis of Oxyhalides Utilizing Fused-Salt Media». Inorg. Chem. 5 (4):  pp. 677–682. doi:10.1021/ic50038a038. 
  7. H. L. Finston and A. C. Rychtman, A New View of Current Acid-Base Theories, John Wiley & Sons, New York, 1982, pp. 140-146.
  8. Franz, H. (1966). «Solubility of Water Vapor in Alkali Borate Melts». J. Am. Ceram. Soc. 49 (9):  pp. 473–477. doi:10.1111/j.1151-2916.1966.tb13302.x. 
  9. International Union of Pure and Applied Chemistry (2006) IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version Retrieved from International Union of Pure and Applied Chemistry on 9 May 2007 on URL http://goldbook.iupac.org/O04379.html
  10. Murray, K. K., Boyd, R. K., et al. (2006) "Standard definition of terms relating to mass spectrometry recommendations" International Union of Pure and Applied Chemistry.

Enlaces externos[editar]

Reacción ácido-base en Google Libros.

Ácido Base