Conceptos actuales de ácido-base

Conceptos actuales de ácido-base

Limitaciones de las definiciones de Arrhenius

Las definiciones de ácido y base dadas por Svante August Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ion H⁺ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ion H⁺ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H₃O⁺ según la reacción:

H₂O + H⁺ ⇌ H₃O⁺

Por ello, cuando se escribe H⁺(aq), se ha de sobrentender que el ion H⁺ está hidratado como H₃O⁺. La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H⁺ es rodeado por cuatro moléculas de agua es, asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta, por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el sistema.

En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH⁻ a la disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH₃) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH⁻. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:

HCl + NH₃ ⟶ NH₄⁺ + Cl⁻

En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos.

En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular.

Definición de Brönsted-Lowry

La disociación de un ácido genérico de fórmula AH en un medio acuoso, lleva consigo la cesión de un H⁺ a una molécula de agua según una reacción del tipo:

AH + H₂O ⇌ H₃O⁺(aq) + A⁻(aq)

Pero el H⁺ es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; es por tanto un protón, de modo que el ácido ha cedido un protón durante el proceso.

Razonamientos de este estilo llevaron al químico danés Johannes Nicolaus Brönsted (1.879 - 1.947) a proponer la siguiente definición de ácido:

Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra molécula.

Al proponer este nuevo concepto de ácido, Brönsted buscaba una definición que se pudiera relacionar con la correspondiente de base, tal y como lo estaban las propiedades químicas de ambos tipos de sustancias. Puesto que un ácido tiene propiedades opuestas a las de una base, la definición de base debería reflejar una propiedad opuesta a la del ácido. Así, de acuerdo con la definición de Brönsted:

Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula.

El comportamiento del amoníaco (NH₃) se explica como consecuencia de la siguiente reacción con el agua:

NH₃ + H₂O ⟶ NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

El NH₃ ha actuado como base captando un protón de la molécula de H₂O, convirtiéndose en NH₄⁻ y dejando libre, como en el caso de los hidróxidos, grupos OH⁻:

Estas nuevas definiciones de ácido y de base salvan los inconvenientes de las de Arrhenius, pudiendo ser aplicadas independientemente de cuál sea el medio disolvente en el que tiene lugar el proceso de donación o de aceptación de protones.

Reacciones ácido-base

Como se deduce de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted de ácido y base están relacionados entre sí. Recurriendo a un símil económico puede decirse que en una operación de compra-venta, la existencia de un comprador va ligada necesariamente a la de un vendedor y viceversa; en otras palabras, si alguien compra algo es porque alguien se lo ha vendido. Análogamente sucede en los procesos en los que intervienen ácidos o bases (reacciones ácido-base) y que implican una transferencia de protones: si una molécula cede un protón a otra, la molécula que lo cede se comporta como ácido y la que lo recibe como base.

El análisis detallado de la reacción del ácido clorhídrico con el agua puede servir de ejemplo:

Si el HCl cede un protón al H₂O, de acuerdo con el concepto de Brönsted, ésta actúa como base y aquél como ácido.

Pero tal reacción es reversible, de modo que puede escribirse en la forma:

El Cl⁻ puede aceptar un protón del H₃O⁺ y convertirse de nuevo en HCl. Así, pues, considerada la reacción de partida en el sentido inverso, Cl⁻ se comporta como base y H₃O⁺ como ácido. Escrita en forma reversible la reacción del clorhídrico con el agua resulta ser:

Los números iguales indican una relación mutua y definen lo que se llama un par conjugado ácido/base. Ello significa que cuando un ácido cede un protón, se convierte en una especie química capaz de aceptar nuevamente otro protón, es decir, en una base de Brönsted; y viceversa. Tales especies, que difieren tan sólo en un protón (o en un mismo número de protones), constituyen un par conjugado ácido-base.

Los pares conjugados ácido/base se relacionan entre sí mediante los siguientes procesos de transferencia de protones, representados de forma genérica:

Independientemente del trabajo de Brönsted, otro químico, el inglés Thomas Martin Lowry (1.874 - 1.936) llegó a conclusiones análogas, por lo que estas nuevas definiciones de ácido y de base se conocen como definiciones de Brönsted y Lowry.

Valoraciones de ácido-base

Una disolución ácida puede neutralizarse con otra básica (y viceversa) parcial o totalmente. La neutralización total, que lleva consigo la pérdida de propiedades de ácido o de base por la disolución, se consigue cuando se igualan sus concentraciones de iones H₃O⁺ y OH⁻.

Debido a esta circunstancia, será posible determinar la cantidad de ácido (o de base) presente en una disolución desconocida midiendo el volumen de base (o de ácido) de una disolución de concentración conocida o disolución patrón que es necesario añadir para conseguir la neutralización. La utilización de un pH-metro o de un indicador adecuado señalará el momento o punto final de la reacción, que se alcanza cuando el pH de la disolución toma un valor igual a siete. El proceso correspondiente recibe el nombre de análisis volumétrico o valoración ácido-base y es una técnica frecuente en los laboratorios químicos.

Los cálculos químicos para esta reacción de neutralización se efectúan con la ayuda de la ecuación:

V_ácido·M_ácido·n_ácido = V_base·M_base·n_base

Donde V representa el volumen, M la concentración molar y n el número de protones cedidos (n_ácido) o aceptados (n _base) por cada molécula de ácido o de base respectivamente. Dicha ecuación traduce el hecho de que, para alcanzar el punto final de la reacción, el número total de protones cedidos por el ácido ha de ser igual al número total de protones aceptados por la base. El producto V·M representa, de acuerdo con la definición de molaridad, el número de motes, el cual es proporcional al número de moléculas (1 mol = Nₐ moléculas, siendo Nₐ el número de Avogadro). Luego el producto V·M·n es proporcional en ambos casos al número de protones cedidos por el ácido o aceptados por la base, según la correspondiente ecuación química, siendo la constante de proporcionalidad la misma para ambos e igual a 1/Nₐ

En términos prácticos n_ácido coincide con el número de átomos de hidrógeno que pierde cada molécula de ácido en la reacción, y si la base es un hidróxido, n_base es igual al número de grupos OH⁻ de la base que reacciona con el ácido.

Con el fin de controlar cuidadosamente el volumen de solución patrón empleado en la valoración, se utiliza una bureta que permite medir no sólo la cantidad total de disolución añadida, sino también añadir gota a gota la disolución patrón a la disolución problema. La representación gráfica de la variación del pH con la cantidad de disolución patrón añadida recibe el nombre de curva de valoración. El punto de corte de la gráfica con la línea horizontal de pH = 7 define el punto final de la valoración. En la figura se advierte cómo en el entorno de ese punto la pendiente de la gráfica se hace muy elevada, lo que significa que pequeñas cantidades de disolución producen cambios importantes en el pH. En tal circunstancia la adición de disolución patrón ha de efectuarse gota a gota para no sobrepasar el valor neutro del pH.

Aplicación de la valoración ácido-base

Se desea valorar una disolución de ácido sulfúrico con la ayuda de otra de hidróxido de sodio 0,5 M y un indicador apropiado. Se toman 10 ml de la disolución problema y se depositan, junto con el indicador, en un vaso de precipitados. Con la llave cerrada, se llena la bureta con la solución patrón. A continuación se abre la llave y se hace gotear sobre el vaso. Cuando el descenso del nivel de la bureta indica que se han consumido 20 ml, el indicador, con su cambio característico de color, señala el punto final de la valoración. Calcular la concentración molar de la disolución problema y la cantidad de gramos de H₂ SO₄ disueltos en la muestra.

La ecuación química de la correspondiente neutralización viene dada por:

2·NaOH + H₂SO₄ ⟶ Na₂SO₄ + 2·H₂O

Cuando la disolución patrón ha neutralizado a la disolución problema se cumple la ecuación estequiométrica:

V_ácido·M _ácido·n_ácido = V_base·M _base·n _base

Es decir:

10 ml·M_ácido·2 átomos de H/molécula de ácido = 20 ml·0,5·1 grupo OH⁻/molécula de base

Luego, despejando M_ácido resulta:

M_ácido = 20·0,5·⅒·2 = 0,5 M

El número de gramos contenidos en la muestra será entonces:

0,5 mol/l·98,02 g/mol·10·10⁻³ litros de muestra = 0,49 g

Puesto que:

M(H₂SO₄) = 2·M(H) + M(S) + 4·M(O) = 2·1,00 + 32,06 + 4·15,99 = 98,02 g/mol

Autor: Lunita. Colombia.

Editor: Ricardo Santiago Netto (Administrador de Fisicanet).

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