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Ácidos y bases

Nacimiento de los ácidos y las bases.


Desde los comienzos de la química y mucho antes de que salieran a la luz las teorías atómicas, ya los alquimistas sintieron la necesidad de clasificar las muchas sustancias que encontraban a su paso. Evidentemente, para aquellos tiempos solo se podía contar los propios sentidos a fin de establecer las propiedades de estas sustancias y de alguna manera comenzar a separarlas en categorías. De esta forma, y muy temprano, los químicos crearon dos categorías, los ácidos y las bases, partiendo del hecho de que los ácidos tenían un sabor "ácido" (del griego acidus) y las bases un sabor amargo.

Más adelante se adicionaron a la condición de ácidos dos nuevas características:

1.- Cuando estaban disueltos en agua la disolución se coloreaba de rojo al agregarle tornasol (un colorante extraído de algunos líquenes).

2.- "Devoraban" los metales activos reaccionado con ellos y produciendo hidrógeno gaseoso.

Por su parte, las bases también encontraron nuevas características:

1.- Coloreaban de azul al tornasol.

2.- Producen soluciones en agua que se sienten "resbalosas".

El resto de las sustancias que no tenían estas características se denominaron sustancias neutras. Probando de esta manera las sustancias, se establecieron las bases iniciales para comprender el comportamiento químico de muchas sustancias comunes.

Otro hecho que se observó muy temprano era que los dos tipos de sustancias se "aniquilaban" mutuamente de forma que al mezclarlas en cantidades apropiadas se producían sustancias que hacían la solución neutra y con sabor salado, las típicas cualidades de ambas desaparecían. 

La electricidad entra en juego.

La última mitad del siglo XIX es decisiva en la comprensión de la naturaleza de los ácidos y las bases, para entonces ya químicos como el alemán August Kelulé había establecido su método sobre la representación de la molécula, el inglés John Dalton trabajaba en su modelo atómico y la corriente eléctrica era conocida y había sido estudiada. Para entonces, los químicos ya conocían que los dos tipos de sustancias, tanto ácidos como bases, producen disoluciones en agua que conducen la electricidad y por lo tanto se podían considerar electrolitos al igual que otras muchas sustancias neutras, que disueltas, también hacían conducir la electricidad a las soluciones.

El primero en desarrollar trabajos importantes con electrolitos fue el físico inglés Michael Faraday a principios del siglo XIX y sus trabajos dieron cierta luz al aun misterioso tema de la conducción eléctrica de los electrolitos, Faraday propuso que para que la electricidad circulara por el líquido debía existir en él alguna forma de partículas cargadas móviles que llamó iones. Su idea sobre las partículas "transportadoras" de electricidad fue errónea al pensar que estás se generaban en el agua cuando en ella estaban disueltas ciertas sustancias (electrolitos).

Después de muchos años de experimentación con electrolitos y su conductividad eléctrica el físico-químico sueco Svante Arrhenius lanzó la hipótesis de que los iones de Faraday eran provenientes de la disociación del soluto, formulando así la primera explicación integral (y correcta) del comportamiento de los electrolitos. Arrhenius además dejó claro en su hipótesis que los iones producto de la disociación estaban presentes en la solución siempre, con independencia de que circule o no electricidad. Como sucedió muchas veces en la historia de la ciencia, su teoría de la ionización fue considerada como "radical y ridícula" por la comunidad científica de la época, pero años mas tarde su hipótesis se impuso y fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903.

Mejorando los conceptos de ácidos y bases

El por qué sustancias tan diferentes como el HCl, el HNO3, y el H2SO4 presentaran carácter ácido era todavía un misterio, y fue el propio Arrhenius el que dio la pauta para explicarlo en 1884. Este gran científico postuló que todas ellas se disociaban en disolución para dar iones H+, lo que se convirtió en la primera definición moderna de ácido; de modo que según Arrhenius:

Un ácido es cualquier electrolito que contenga uno o más átomos de hidrógeno y produce iones H+ cuando se disuelve en agua.

De esta forma, sustancias tales como el HCl, HBr, HNO3 y H2SO4 son electrolitos fuertes que se disocian extensivamente para dar gran cantidad de iones H+ lo que hace sus soluciones muy ácidas, de modo que pueden ser considerados como ácidos fuertes.

Por otra parte, otras sustancias como el HF y el H3PO4 son electrolitos débiles, producen pocos iones H+ y por tanto se consideran ácidos débiles.

De la definición de Arrhenius de desprende que el ion H+ era el responsable del sabor ácido, de la liberación de hidrógeno al reaccionar con metales activos y era el que coloreaba de rojo el tornasol.

Una consecuencia de la definición de ácido establecida por Arrhenius es el hecho de que algunas sustancias cambien de nombre en dependencia de su estado, así el llamado cloruro de hidrógeno (HCl) cuando es un gas, se convierte en ácido clorhídrico si está disuelto en agua.

Partiendo del hecho de la neutralización que sufren ácidos y bases al mezclarse, Arrhenius razonó muy certeramente que la base debía contener un ion que reaccionara con el H+ para formar agua y con ello hacer desaparecer sus propiedades ácidas. ¿Cual es el ion que puede reaccionar con el H+ para producir moléculas neutras de agua?, está claro, el ion OH- . De modo que la definición de base según la hipótesis de Arrhenius sería: 

Una base es cualquier electrolito que contiene un ion metálico y un grupo hidróxido (OH) y produce iones hidróxido (OH-) al disolverse en agua.

¿Por qué lo de ion metálico? simplemente porque con esta "adición" se explicaba el sabor salado de la solución resultante de la neutralización. Digamos que si hacemos reaccionar el ácido clorhídrico (HCl) con la sosa cáustica o hidróxido de sodio NaOH (una base), los productos de la reacción son cloruro de sodio (NaCl), o sal de mesa, y agua según se muestra en la reacción siguiente.

HCl  +  NaOH  ----------->  NaCl  +  H2O      (Reacción 1)

¿Nota por qué el sabor salado?, claro, hay sal común en disolución.

De la misma forma que con los ácidos, hay bases que se disuelven y disocian de forma extensiva en agua para producir grandes cantidades de OH- y se les llama bases fuertes, mientras otras se disocian débilmente para formar las bases débiles.

Pero no todo es color de rosa en la hipótesis de Arrhenius, y uno de sus puntos débiles es que no sirve para explicar el carácter básico del amoníaco (NH3) en estado gaseoso. ¿Como puede una sustancia que no tiene oxígeno producir iones OH- ? Algo anda mal, se necesita una definición de ácido y base más amplia que abarque todos los casos.

El problema del amoníaco

En 1923 cuando la teoría atómica había madurado, trabajando de forma independiente el químico danés J.N. Brønsted y el químico inglés T.M. Lowry llegaron a la solución, ellos ampliaron la definición de bases como:

Cualquier sustancia que pueda eliminar iones H3O+ de la solución

La madurez de la teoría atómica había permitido cambiar el ion de H+ a H3O+ ya que no se considera posible que exista un protón "suelto" en la solución, debido a que como sabemos, el átomo de hidrógeno solo tiene un protón y un electrón, de modo que si le quitamos el electrón para formar un H+ sencillamente tendríamos un protón solo, lo que no parece posible. Es mucho mas apropiado considerar que el protón (átomo de hidrógeno sin electrón) se ha agregado a la molécula de agua para dar el ion H3O+ que se denomina ion hidronio.

Brønsted y Lowry no terminaron ahí, ellos también detallaron de manera exacta como ocurre el proceso a nivel molecular. Para eliminar un ion H3O+ de la solución la molécula de la base tiene que aceptar un protón (H+) convirtiendo el ion hidronio en agua, ya que en realidad este ion es una molécula de agua a la que se le ha agregado un protón. No es muy difícil darse cuenta que otra vez tenemos una neutralización al eliminar el ion responsable de la acidez (H3O+).

Miremos de cerca ahora el caso del amoníaco que Arrhenius no podía explicar y cuyo comportamiento se puede representar como se muestra a continuación en la reacción 2. Observe que el ion hidronio reacciona con el amoníaco NH3 para producir una molécula de agua y el ion NH4+.

H3O+  +  NH3  ---------->  H2O  +  NH4+               (Reacción 2)

Visto molecularmente como diagrama de puntos se muestra a continuación:

(Reacción 2 como diagrama de puntos)

Cuando el H se mueve desde el H3O+ al NH3 , lo hace como ion H+ (un protón) dejando atrás los dos electrones del enlace covalente O-H que lo tenían sujeto inicialmente al H3O+. Estos dos electrones forman el segundo par de electrones del oxígeno en la molécula de agua resultante. Y ahora algo importante, para que una molécula base pueda aceptar el H+ esta debe tener en algún lugar un par de electrones pareados ya que se necesitan dos electrones para poder formar el nuevo enlace covalente entre la molécula base y el protón solitario del hidrógeno "importado". Estos dos electrones serán entonces compartidos por ambos en el enlace. Como el hidrógeno no tiene electrones la molécula base tendrá que tener necesariamente dos disponibles para formar el enlace.

Como se puede apreciar en el diagrama de puntos de la reacción 2, el nitrógeno del amoníaco cumple con esta condición y es por eso que el amoníaco se comporta como base.

De acuerdo a lo visto en la reacción del amoníaco, este elimina iones H3Ode una solución tomando un protón (átomo de hidrógeno sin electrón), de modo que podemos volver a enunciar la definición Brønsted-Lowry como:

Una base es cualquier cosa que acepte un protón

y esta definición más general explica por qué algunos iones diferentes del hidróxido (OH-), así como algunas moléculas sin ionizar pueden ser básicas y también explica por qué el ion hidróxido lo es.

Si Brønsted y Lowry definen una base como un aceptador de protones, entonces podemos definir a sus oponentes, los ácidos, como donadores de protones.

Resumiendo podemos decir:

Será un ácido cualquier cosa que done un protón

Sera una base cualquier cosa que acepte un protón

Partiendo de esta definición general podemos tener situaciones que le pueden resultar extrañas, por ejemplo, cuando de disuelve el cloruro de hidrógeno (HCl) en agua siempre pensamos que el agua es neutral, ni ácida ni básica, pero esto puede no ser cierto, el HCl dona un protón y el agua lo acepta, de modo que en este caso el agua se comporta como una base y el cloruro de hidrógeno como un ácido (vea la reacción 3 abajo).

figura 2        (Reacción 3)

Pero la generalidad de la definición de Brønsted-Lowry llega más lejos y puede explicar el concepto de ácido y base en ausencia de agua, de iones OH- y H3O+, por ejemplo, la reacción entre el cloruro de hidrógeno y el amoníaco en fase de gas para formar cloruro de amonio.

ClH(g)   +   NH3(g) ------------->  NH4+  Cl-(s)          (Reacción 4)
 
Observe que la molécula de amoníaco ha aceptado un protón (H+) para formar el ion NH4+ y la molécula de cloruro de hidrógeno lo ha donado. De esta apreciación se deduce que la condición de electrolito para que una sustancia sea ácida o básica no es estrictamente necesaria, ninguno de los dos está disuelto en agua.

Arrhenius versus Brønsted-Lowry


Hay una diferencia básica entre las definiciones de Arrhenius y Brønsted-Lowry en referencia a su condición de electrolito. Arrhenius definía un ácido como un sustancia que producía iones H3O+, y una base la que generaba iones OH- cuando estas se disolvían en agua. La disolución conduce la electricidad y por tanto es un electrolito. Por su parte la definición mas general de Brønsted-Lowry no requiere el agua ni que sea un electrolito, y como ya hemos visto constituye una definición más general que incluye todos los casos.

Sin embargo, una gran parte de las reacciones que nos rodean son en medio acuoso, incluyendo las biológicas dentro de nuestro propio cuerpo, de forma que la definición de Arrhenius lejos de ser abandonada se mantiene muy vigente y, de hecho, se usa por los químicos cuando el agua es el medio donde se producen las reacciones.

Volvamos a las soluciones acuosas donde un compuesto produce H3O+ para ser un ácido y otro produce OH- para ser una base, o, en otras palabras, el compuesto debe ser un electrolito. También decíamos que los electrolitos fuertes daban lugar a ácidos y bases fuertes mientras que los electrolitos débiles producían ácidos y bases débiles debido a su mayor o menor producción de iones H3O+ u OH- al disociarse en la disolución.

¿Recuerda que el amoníaco en estado gaseoso era el talón de Aquiles de la definición de Arrhenius? pues bien, la disolución de amoníaco en agua es una de las bases débiles más comunes que nos encontramos, esta colorea de azul el tornasol y conduce la electricidad débilmente, lo que implica que es una base y por tanto, según Arrhenius, debe producir iones OH-. Cuando se analiza de cerca la solución de amoníaco se encuentra que este no solo está disuelto en el agua, también se detectan iones OH- en la solución y ¿como, si el amoníaco no tiene oxígeno?

Podemos salir al auxilio de la interpretación de Arrhenius usando la definición de Brønsted-Lowry. La molécula de amoníaco puede aceptar un protón del agua y por lo tanto convertir la molécula de agua H2O en el ion hidróxido OH- y convertirse ella misma en el ion amonio como se muestra a continuación en la reacción 5.

figura 3     (Reacción 5)


Debido a que el NH3 produce iones en agua se puede justificar que es un electrolito, sin embargo, el equilibrio químico de la disociación tiende mucho a la  izquierda (como muestran las flechas de la ecuación) lo que significa que el amoníaco es un electrolito débil (se disocia poco) y por tanto una base débil.

En este caso la definición de Arrhenius es perfectamente útil, al igual que en aquellos donde las sustancias ácidas o básicas estén disueltas en agua, y como esto es muy común en el laboratorio nadie ha abandonado su uso, aunque en otras situaciones (sin agua) haya que acudir a la definición mas general de Brønsted-Lowry para tratar el asunto.

Entremos mas a detalle en los ácidos

Sabemos que los ácidos, tratados como electrolitos, pueden ser mas fuertes o mas débiles de acuerdo a su producción de iones H3O+ a la hora de la disociación de la molécula de la sustancia disuelta, y que esto guarda estrecha relación con la conductividad eléctrica de la disolución y por tanto con la fuerza electrólitica de la sustancia; de modo que la regla: los electrolitos débiles producen ácidos débiles, mientras que los electrolitos fuertes producen ácidos fuertes es una realidad.

Las tablas 1 y 2 muestran algunos ácidos fuertes y débiles respectivamente.

Tabla 1. Ácidos fuertes
Fórmula molecular
Nombre
Máxima cantidad de iones H3O+ producidos por molécula de ácido.
HCl
Ácido clorhídrico
1
HBr
Ácido bromhídrico
1
HI
Ácido yodhídrico
1
HNO3
Ácido nítrico
1
H2SO4
Ácido sulfúrico
2

Tabla 2. Ácidos débiles
Fórmula molecular
Nombre
Máxima cantidad de iones H3O+ producidos por molécula de ácido.
HF
Ácido fluorhídrico
1
HClO
Ácido hipocloroso
1
CH3COOH
Ácido acético
1
H2CO3
Ácido carbónico
2
H3PO4
Ácido fosfórico
3
   


Usted puede estar familiarizado con algunos de estos ácidos, por ejemplo el ácido sulfúrico es el que se usa como electrolito en los acumuladores de los automóviles, el ácido acético es el componente acidificador del vinagre y el ácido fosfórico es común en los fertilizantes líquidos o en algunos productos de limpieza.

Observe la columna de la derecha de las tablas 1 y 2, en ellas se indica la cantidad de iones hidronio que puede producir la molécula de ácido en disolución. Note que algunos generan un ion y otros mas de uno, como el ácido sulfúrico que puede producir un máximo de dos, o el ácido fosfórico que puede producir un máximo de tres; esta cualidad de los ácidos sirve para clasificarlos como monopróticos cuando solo producen un ion H3O+, dipróticos cuando producen un máximo de dos y tripróticos cuando es tres el máximo de iones producidos.

Existe una tendencia a pensar que los ácidos dipróticos y tripróticos son mas fuertes que los monopróticos dejándose llevar por la cantidad de iones hidronio que pueden producir al disociarse, pero esto no es necesariamente cierto. Por ejemplo el ácido carbónico, muy común en la bebidas carbonatadas que consumimos, es diprótico, sin embargo es un ácido mucho mas débil que el ácido clorhídrico que es monoprótico. Y esto se debe a que el ácido carbónico apenas se disocia cuando se disuelve en agua, mientras el ácido clorhídrico se disocia muy próximo al 100%. Nunca debe confundirse los términos fuerte y débil con el hecho de que un ácido sea mono, di o triprótico, no hay ninguna relación entre los dos modos de clasificación.

Como cualquier reacción química la disociación de un soluto al disolverse en agua responde a una condición reversible con su constante de equilibrio (Keq) propia y se considera que los ácidos fuertes tienen un valor de Keq de 103 o mayor lo que nos dice que la disociación tiende a ser completa.

Un hecho interesante se produce con los ácidos dipróticos y tripróticos, y es que la constante de equilibrio no es igual para todas las etapas de disociación, por ejemplo, en el ácido sulfúrico:

Pérdida del primer H+

H2SO4 + H2O  ------------->  H3O+ + HSO4-            Keq> 1.0 x 103

Pérdida del segundo H+

HSO4-  +  H2O  -------------->  H3O+ +  SO42-            Keq> 1.0 x 10-2   

La constante de equilibrio para la primera disociación es bien grande lo que indica que el ácido sulfúrico es un ácido muy fuerte y esto es cierto para la primera disociación, pero ya para la segunda, la pérdida de otro protón, la disociación es débil lo que nos lleva a decir que este ácido es a la vez un ácido fuerte y débil. Dicho en otras palabras, aunque el ácido sulfúrico es diprótico no pierde ambos protones con la misma facilidad. Sin embargo como una de las disociaciones va casi hasta el completamiento es en resumen un ácido fuerte.

Un caso diferentes es el del ácido fosfórico, que es triprótico, y sus constantes de equilibrio son: 7.5 x 10-3 para el primer protón, 6.2 x 10-8 para el segundo y 4.2 x 10-13 para el tercero, lo que significa que la ecuación de disociación tiende en todos los casos a la izquierda, lo que indica una baja disociación en general y por tanto su naturaleza de ácido débil.

Pra continuar en el tema ácidos y bases lea: Soluciones ácidas o básicas.



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