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Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. 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 como 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 comunes

Definición de Lavoisier

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, y HI), definió los ácidos en términos de su contenido “oxígeno”, (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 que 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

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, aún siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.^[4]

Definición de 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 solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nóbel 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 solución acuosa formando iones hidrógeno (H⁺), reconocidos posteriormente como ión hidronio (H₃O⁺),^[5] y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxido (OH⁻. Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "hidronio" ,^[6] en lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio"^[7] para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los definidos en las definiciones de Bronsted-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 forman iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxido".

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

H⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

H₂O

(En los tiempos modernos, el uso de H⁺ se considera como una abreviatura de H₃O⁺, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H⁺ no existe como especie libre en solución 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 forma 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 Brönsted-Lowry

Artículo principal: Teoría ácido-base de Brønsted–Lowry

La definición de Brönsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autoresJohannes Nicolaus Brønsted y 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" iones hidrógeno (H⁺) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".^[8] A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brönsted-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 ion 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 ion hidrógeno (H⁺).

La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion 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 (H
2O), su ácido conjugado:

H⁺ + OH⁻ → H
2O

Así, la definición de Brönsted-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⁺ + NH
3 → NH
4⁺

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 H
2O

H
3O⁺ + OH⁻

El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ión 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
3O⁺.

Archivo:Bronsted-lowry-3d-explanation-diagram.png

Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brönsted-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

Artículo principal: Ácidos y bases de Lewis

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 Brönsted-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 a una base (conocida como base de Lewis) al 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) → H
2O (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 ión H⁺, y como base al ión 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 ión OH⁻ al ión H⁺. Esto forma un enlace covalente entre H⁺ y OH⁻, que produce agua (H
2O).

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 → [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

Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los solventes 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 amida, respectivamente:

2 H₂O

H₃O⁺ + OH⁻

2 NH₃

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

NO⁺ + NO₃⁻

2 SbCl₃

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⁻

The unique strength of this definition shows in describing the reactions in aprotic solvents, for example in liquid N₂O₄:

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

Puesto que la definición de sistema disolvente depende tanto del solvente, 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.

Definición de Usanovich

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

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 iones óxido, y una base como un donante de iones óxido. Por ejemplo:^[15]

MgO (base) + CO₂ (ácid) → MgCO₃

CaO (base) + SiO₂ (ácid) → CaSiO₃

NO−
3 (base) + S
2O2−
7 (ácido) → NO+
2 + 2 SO2−
4

Definición de Pearson

Artículo principal: Teoría ácido-base duro-blando

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.

Véase también

Referencias

↑ Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - La tabla de descubrimientos atribuye a Antoine Lavoisier como el primero en publicar una teoría científica en relación a los oxoácidos.
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↑ 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"
↑ International Union of Pure and Applied Chemistry, et al. (2006), "Oxonium Ions"
↑ ^a ^b Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169 -- De acuerdo a los autores, la definición original era que los "ácidos tienen tendencia a perder un protón"
↑ Clayden, J., Warren, S., et al. (2000), p182-184
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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
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Enlaces externos

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[liebig_1-2] Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - la tabla de descubrimientos atribuye a Justus von Liebig como fecha de publicación 1838

[meyers_156-3] Meyers, R. (2003) p156

[liebig_2-4] H. L. Finston and A. C. Rychtman, A New View of Current Acid-Base Theories, John Wiley & Sons, New York, 1982, pp. 140-146.

[miessler_165-5] 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"

[iupac_gold-7] International Union of Pure and Applied Chemistry, et al. (2006), "Oxonium Ions"

[miessler_167-8] Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169 -- De acuerdo a los autores, la definición original era que los "ácidos tienen tendencia a perder un protón"

[Clayden_1-9] Clayden, J., Warren, S., et al. (2000), p182-184

[lewis_1-10] Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - La tabla de descubrimientos atribuye la fecha de publicación de la teoría de Lewis como 1923.

[lewis_2-11] ↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p170-172

[12] Franz, H. (1966), p4

[lux-13] Lux, Hermann (1939). «"Säuren" und "Basen" im Schmelzfluss: die Bestimmung. der Sauerstoffionen-Konzentration». Ztschr. Elektrochem 45 (4): 303-309.

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