Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Puede usarse para determinar el pH . Varios marcos teóricos proporcionan concepciones alternativas de los mecanismos de reacción y su aplicación en la resolución de problemas relacionados; estas se denominan teorías ácido-base, por ejemplo, teoría ácido-base de Brønsted-Lowry .
Su importancia se hace evidente en el análisis de reacciones ácido-base para especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos aparente. El primero de estos conceptos fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier , alrededor de 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.
Definiciones ácido-base
Desarrollo historico
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 significar una sustancia que reacciona con un ácido para darle forma sólida (como una sal). [3]
Teoría de los ácidos del oxígeno de Lavoisier
El primer concepto científico de ácidos y bases fue proporcionado por Lavoisier alrededor de 1776. Dado que el conocimiento de Lavoisier sobre los ácidos fuertes se limitaba principalmente a los oxoácidos , como el HNO
3(ácido nítrico) y H
2ENTONCES
4(ácido sulfúrico), que tienden a contener átomos centrales en estados de alta 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 , que de hecho él nombró de palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς ( oxys ) que significa "ácido" o "agudo" y γεινομαι ( geinomai ) que significa "engendrar"). 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 H
2S , H 2 Te y los ácidos hidrohálicos . Sin embargo, Davy no pudo desarrollar una nueva teoría, concluyendo que "la acidez no depende de ninguna sustancia elemental en particular, sino de la disposición peculiar de varias sustancias". [4] Una modificación notable de la teoría del oxígeno fue proporcionada por Jöns Jacob Berzelius , quien afirmó que los ácidos son óxidos de no metales mientras que las bases son óxidos de metales.
Teoría del hidrógeno de los ácidos de Liebig
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 , terminando el cambio doctrinal de los ácidos a base de oxígeno a los 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]
Definición arrhenius
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, que siguió a su trabajo de 1884 con Friedrich Wilhelm Ostwald en el establecimiento de la presencia de iones en una solución acuosa y llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903.
Según lo definido por Arrhenius:
- un ácido de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para formar iones de hidrógeno (H + ); [11] es decir, un ácido aumenta la concentración de iones H + en una solución acuosa.
Esto provoca la protonación del agua o la creación del ion hidronio (H 3 O + ). [nota 1] Por lo tanto, 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 una especie libre en solución acuosa. [14]
- una base de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para formar iones de hidróxido (OH - ); es decir, una base aumenta la concentración de iones OH - en una solución acuosa ".
Las definiciones de Arrhenius de acidez y alcalinidad se limitan a soluciones acuosas y se refieren a la concentración de 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 de calcio 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]
En general, para calificar como un ácido de Arrhenius, tras la introducción en el agua, la sustancia química debe causar, directamente o de otro modo:
- un aumento en la concentración acuosa de hidronio, o
- una disminución de la concentración de hidróxido acuoso.
Por el contrario, para calificar como una base de Arrhenius, tras la introducción al agua, la sustancia química debe causar, directamente o de otro modo:
- una disminución de la concentración acuosa de hidronio, o
- un aumento de la concentración de hidróxido acuoso.
La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización . Los productos de esta reacción son sal y agua.
- ácido + base → sal + agua
En esta representación tradicional, una reacción de neutralización ácido-base se formula como una reacción de doble reemplazo . Por ejemplo, la reacción de ácido clorhídrico , HCl, con soluciones de hidróxido de sodio , NaOH, produce una solución de cloruro de sodio , NaCl y algunas moléculas de agua adicionales.
- HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H 2 O
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 se disocian completamente en los iones acuosos H + , Cl - , Na + y OH - .
Definición de Brønsted-Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry |
La definición de Brønsted-Lowry, formulada en 1923, independientemente por Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Martin Lowry en Inglaterra, [16] [17] 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 las bases, que los "aceptan". [18] [nota 2]
Una reacción ácido-base es, por tanto, la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. [19] La eliminación de un ión de hidrógeno de un ácido produce su base conjugada , que es el ácido del que se ha eliminado un ión de hidrógeno. La recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado , que es la base con un ion hidrógeno agregado.
A diferencia de las definiciones anteriores, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y solvente, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas , producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base. [11] [18] En este enfoque, los ácidos y las bases tienen un comportamiento fundamentalmente diferente 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 solvente, lo que lo hace más completo que el modelo de Arrhenius. El cálculo del pH bajo el modelo de Arrhenius dependía de que los álcalis (bases) se disolvieran en agua ( solución acuosa ). El modelo de Brønsted-Lowry amplió lo que podría probarse el pH utilizando soluciones insolubles y solubles (gas, líquido, sólido).
La fórmula general para las reacciones ácido-base según la definición de Brønsted-Lowry es:
- HA + B → BH + + A -
donde HA representa el ácido, B representa la base, BH + representa el ácido conjugado de B y A - representa la base conjugada de HA.
Por ejemplo, un modelo de Brønsted-Lowry para la disociación de ácido clorhídrico (HCl) en solución acuosa sería el siguiente:
- HCl + H 2 O ⇌ H 3 O + + Cl -
La eliminación de H + del HCl produce el ion cloruro , Cl - , la base conjugada del ácido. La adición de H + al H 2 O (que actúa como base) forma el ion hidronio , H 3 O + , el ácido conjugado de la base.
El agua es anfótera , es decir, puede actuar tanto como ácido como como base. El modelo de Brønsted-Lowry explica esto, mostrando la disociación del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido :
- H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + OH -
Esta ecuación se demuestra en la siguiente imagen:
Aquí, una molécula de agua actúa como ácido, donando un H + y formando la base conjugada, OH - , y una segunda molécula de agua actúa como 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.
- C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ [C 5 H 5 NH] + + OH -
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 solvente no tiene que ser necesariamente agua, como lo requiere el modelo de Arrhenius Acid-Base . Por ejemplo, considere lo que sucede cuando el ácido acético , CH 3 COOH, se disuelve en amoníaco líquido .
- CH
3COOH + NH
3⇌ NH+
4+ CH
3ARRULLO-
Un ion H + se elimina 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 solvente 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 consideran ácidos, 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 las sustancias que contienen oxígeno ". [4] Además, KOH y KNH 2 no se consideran bases de Brønsted, sino sales que contienen las bases OH - y NH.-
2.
Definición de Lewis
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, [20] en el mismo año que Brønsted-Lowry, pero no fue elaborado por él hasta 1938. [4] En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones u otras sustancias enlazadas, la definición de Lewis define una base (conocida como base de Lewis ) como un compuesto que puede donar un par de electrones y un ácido ( un ácido de Lewis ) para ser un compuesto que pueda recibir este par de electrones. [21]
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. Por lo tanto
- BF 3 + F - → BF-
4
es una reacción típica de ácido de Lewis, base de Lewis. Todos los compuestos de elementos del grupo 13 con fórmula AX 3 pueden comportarse como ácidos de Lewis. De manera similar, los compuestos de elementos del grupo 15 con una fórmula DY 3 , como las aminas , NR 3 y las fosfinas , PR 3 , pueden comportarse como bases de Lewis. Los aductos entre ellos tienen la fórmula X 3 A ← DY 3 con un enlace covalente dativo , que se muestra simbólicamente como ←, entre los átomos A (aceptor) y D (donante). Los compuestos del grupo 16 con una fórmula DX 2 también pueden actuar como bases de Lewis; de esta forma, un compuesto como un éter , R 2 O, o un tioéter , R 2 S, puede actuar como base de Lewis. La definición de Lewis no se limita a estos ejemplos. Por ejemplo, el monóxido de carbono actúa como una base de Lewis cuando forma un aducto con trifluoruro de boro, de fórmula F 3 B ← CO.
Los aductos que involucran iones metálicos se denominan compuestos de coordinación; cada ligando dona un par de electrones al ion metálico. [21] La reacción
- [Ag (H 2 O) 4 ] + + 2NH 3 → [Ag (NH 3 ) 2 ] + + 4H 2 O
puede verse como una reacción ácido-base en la que una base más fuerte (amoníaco) reemplaza a una más débil (agua)
Las definiciones de Lewis y Brønsted-Lowry son consistentes entre sí, ya que la reacción
- H + + OH - ⇌ H 2 O
es una reacción ácido-base en ambas teorías.
Definición del sistema solvente
Una de las limitaciones de la definición de Arrhenius es su dependencia de las soluciones de agua. 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 solventes en 1925, generalizando así la definición de Arrhenius para cubrir los solventes apróticos. [22]
Germann señaló que en muchas soluciones, hay iones en equilibrio con las moléculas de disolvente neutro:
- iones de solvonio: nombre genérico de los iones positivos. (El término solvonio ha reemplazado al antiguo término iones de lyonio : iones positivos formados por protonación de moléculas de solvente).
- iones solvatos: nombre genérico de los iones negativos. (El término solvato ha reemplazado al antiguo término iones liato : iones negativos formados por la desprotonación de moléculas de solvente).
Por ejemplo, el agua y el amoníaco experimentan tal disociación en hidronio e hidróxido , y amonio y amida , respectivamente:
- 2 H
2O ⇌ H
3O+
+ OH- - 2 NH
3⇌ NH+
4+ NH-
2
Algunos sistemas apróticos también experimentan dicha disociación, como el tetróxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato , el tricloruro de antimonio en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato, y el fosgeno en clorocarboxonio y cloruro :
- norte
2O
4⇌ NO+
+ NO-
3 - 2 SbCl
3⇌ SbCl+
2+ SbCl-
4 - COCl
2⇌ COCl+
+ Cl-
Un soluto que provoca un aumento en la concentración de iones solvonio y una disminución en la concentración de iones solvato se define como ácido . Se define como base un soluto que provoca un aumento en la concentración de iones solvato y una disminución en la concentración de iones solvonio .
Así, en amoníaco líquido, KNH
2(suministrando NH-
2) es una base fuerte y NH
4NO
3(suministrando NH+
4) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido ( SO
2), compuestos de tionilo (que suministran SO2+
) se comportan como ácidos y sulfitos (suministrando SO2−
3) se comportan como bases.
Las reacciones ácido-base no acuosas en el amoníaco líquido son similares a las reacciones en el agua:
- + → Na
2[ Zn ( NH
2)
4] - + → [ Zn ( NH
3)
4]I
2
El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico líquido:
- + 2 H
2ENTONCES
4→ NO+
2+ H
3O+
+ 2 HSO-
4
La fuerza única de esta definición se muestra al describir las reacciones en disolventes apróticos; por ejemplo, en N líquido
2O
4:
- + → +
Debido a que la definición del sistema de solventes 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
4es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético y una base débil en ácido fluorosulfónico; Esta característica de la teoría se ha visto como una fortaleza y una debilidad, porque algunas sustancias (como SO
3y NH
3) han sido considerados ácidos o básicos por derecho propio. Por otro lado, la teoría del sistema solvente 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 hidrógenas. [4]
Definición de Lux – Flood
Esta teoría ácido-base fue un renacimiento de la teoría del oxígeno de ácidos y bases, propuesta por el químico alemán Hermann Lux [23] [24] en 1939, mejorada por Håkon Flood alrededor de 1947 [25] y todavía se utiliza en geoquímica y electroquímica modernas de sales fundidas . Esta definición describe un ácido como un ion óxido ( O2−
) aceptor y una base como donante de iones de óxido. Por ejemplo: [26]
- + → MgCO
3 - + → CaSiO
3 - + → NO+
2+ 2 ASÍ2−
4
Esta teoría también es útil en la sistematización de las reacciones de compuestos de gases nobles , especialmente los óxidos, fluoruros y oxofluoruros de xenón. [27]
Definición usanovich
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 la definición de un ácido como cualquier cosa que acepta especies negativas o dona positivas, y una base como lo contrario. 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:
- + → 2 Na+
+ SO2−
4(especies intercambiadas: O2−
anión) - + → 6 NH+
4+ 2 SbS3−
4(especies intercambiadas: 3 S2−
aniones) - + → 2 Na+
+ 2 Cl-
(especies intercambiadas: 2 electrones)
Racionalización de la fuerza de las interacciones ácido-base de Lewis
Teoría HSAB
En 1963, Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo conocido como principio de ácidos y bases duros y blandos . [28] más tarde se hizo cuantitativo con la ayuda de Robert Parr en 1984. [29] [30] 'Difícil' se aplica a especies que son pequeñas, tienen estados de alta carga y son débilmente polarizables. 'Suave' se aplica a especies que son grandes, tienen estados de carga baja 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 uso en química orgánica e inorgánica.
Modelo ECW
El modelo ECW creado por Russell S. Drago es un modelo cuantitativo que describe y predice la fuerza de las interacciones de base ácido de Lewis, -Δ H . El modelo asignó parámetros E y C a muchos ácidos y bases de Lewis. Cada ácido se caracteriza por un E A y una C A . Cada base se caracteriza asimismo por su propio E B y C B . Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostáticas y covalentes a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. La ecuación es
- −Δ H = E A E B + C A C B + W
El término W representa una contribución de energía constante para la reacción ácido-base, como la escisión de un ácido dimérico o una base. La ecuación predice la reversión de las concentraciones de ácidos y bases. Las presentaciones gráficas de la ecuación muestran que no existe un solo orden de concentraciones de bases de Lewis o concentraciones de ácidos de Lewis. [31]
Equilibrio ácido-base
La reacción de un ácido fuerte con una base fuerte es esencialmente una reacción cuantitativa. Por ejemplo,
- HCl (ac) + Na (OH) (ac) → H 2 O + NaCl (ac)
En esta reacción, tanto los iones de sodio como los de cloruro son espectadores como la reacción de neutralización,
- H + + OH - → H 2 O
no los involucra. Con bases débiles, la adición de ácido no es cuantitativa porque una solución de una base débil es una solución tampón . Una solución de un ácido débil también es una solución tampón. Cuando un ácido débil reacciona con una base débil, se produce una mezcla de equilibrio. Por ejemplo, la adenina , escrita como AH, puede reaccionar con un ion fosfato de hidrógeno , HPO2−
4.
- AH + HPO2−
4⇌ A - + H
2correos-
4
La constante de equilibrio para esta reacción puede derivarse de las constantes de disociación ácida de la adenina y del ion dihidrógeno fosfato.
- [A - ] [H + ] = K a1 [AH]
- [ HPO2−
4] [H + ] = K a2 [ H
2correos-
4]
La notación [X] significa "concentración de X". Cuando estas dos ecuaciones se combinan eliminando la concentración de iones de hidrógeno, se obtiene una expresión para la constante de equilibrio, K.
- [A - ] [ H
2correos-
4] = K [AH] [ HPO2−
4]; K = K a1/K a2
Reacción ácido-álcali
Una reacción ácido-álcali es un caso especial de una reacción ácido-base, donde la base utilizada también es un álcali . Cuando un ácido reacciona con una sal alcalina (un hidróxido de metal), el producto es una sal de metal y agua. Las reacciones ácido-álcali también son reacciones de neutralización .
En general, las reacciones ácido-álcali se pueden simplificar para
- OH-(aq) + H+
(aq) → H2O
omitiendo los iones espectadores .
Los ácidos son en general sustancias puras que contienen cationes de hidrógeno ( H+
) o hacer que se produzcan en soluciones. Ácido clorhídrico ( HCl ) y ácido sulfúrico ( H
2ENTONCES
4) son ejemplos comunes. En el agua, estos se descomponen en iones:
- HCl → H+
(aq) + Cl-
(aq) - H
2ENTONCES
4→ H+
(aq) + HSO-
4(aq)
El álcali se rompe en agua, produciendo iones de hidróxido disueltos:
- NaOH → Na+
(aq) + OH-
(aq)
Ver también
- Valoración ácido-base
- Desprotonación
- Número de donante
- Configuración electronica
- Método de Gutmann-Beckett
- Estructura de Lewis
- Sustitución nucleofílica
- Neutralización (química)
- Protonación
- Reacciones redox
- Resonancia (química)
Notas
- ^ Lasrecomendacionesmás recientes de la IUPAC ahora sugieren que el término más nuevo "hidronio" [12] se utilice en favor del término aceptado más antiguo "oxonio" [13] para ilustrar los mecanismos de reacción como los definidos en las definiciones de Brønsted-Lowry y del sistema de solventes con mayor claridad. , con la definición de Arrhenius sirviendo como un esquema general simple de carácter ácido-base. [11]
- ^ "La eliminación y adición de un protón del núcleo de un átomo no ocurre; requeriría mucha más energía de la que está involucrada en la disociación de los ácidos".
Referencias
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Fuentes
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- Finston, HL; Rychtman, AC (1983). Una nueva visión de las teorías ácido-base actuales . Nueva York: John Wiley & Sons.
- Meyers, R. (2003). Los fundamentos de la química . Greenwood Press.
- Miessler, GL; Tarr, DA (1991). Química inorgánica .
enlaces externos
- Fisiología ácido-base: un texto en línea
- La sección de libros de biología en línea de John W. Kimball sobre ácidos y bases.