Ácido-base

Índice

Teorías ácido-base

Teoría de Arrhenius

Propuesta por el sueco Svante Arrhenius en 1884, constituye la primera definición moderna de ácidos y bases en términos moleculares.

Ácido

Sustancia que se disocia en agua formando cationes hidrógeno (H⁺).

Base

Sustancia que se disocia en agua formando aniones hidróxido (OH^–).

Teoría de Brønsted-Lowry

Propuesta en 1923 independientemente por el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Martin Lowry, se basa en la idea de pares de ácido-base conjugados. Cuando un ácido, HA, reacciona con una base, B, el ácido forma su base conjugada, A^–, y la base forma su ácido conjugado, HB⁺, mediante el intercambio de un protón (catión H⁺):

$$ \mathrm{HA} + \mathrm B ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{HB}^+ $$

Ácido

Sustancia capaz de ceder protones (H⁺) a una base:

$$ \mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O^+} $$

Base

Sustancia capaz de aceptar protones (H⁺) de un ácido:

$$ \mathrm{B} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH^-} $$

Esta teoría se considera una generalización de la teoría de Arrhenius.

Fuerza relativa de los ácidos y bases

En función de cuan ionizado/a o disociado/a se encuentre un ácido o una base, distinguimos entre ácidos/bases fuertes y débiles, términos que describen la facilidad para conducir la electricidad (gracias a la mayor o menor presencia de iones en la disolución).

Grado de ionización

También llamado grado de disociación, $\alpha$, se define como el cociente entre la cantidad de ácido/base ionizado/a y la cantidad de ácido/base inicial:

$$ \alpha = \frac{\text{cantidad de ácido/base ionizado/a}}{\text{cantidad de ácido/base inicial}} $$

Suele expresarse en tanto por ciento (%).

Ácidos y bases fuertes

Totalmente ionizados/as ($\alpha \approx 1$). Conducen bien la electricidad.

• Ácidos: HClO₄, HI(ac), HBr(ac), HCl(ac), H₂SO₄ (1ª ionización) y HNO₃.
• Bases: Hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos.

Ácidos y bases débiles

Parcialmente ionizados/as: $\alpha < 1$. Conducen mal la electricidad.

• Ácidos: HF(ac), H₂S(ac), H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂ y ácidos orgánicos, como el CH₃COOH.
• Bases: NH₃ (o NH₄OH) y bases orgánicas nitrogenadas, como aminas.

Constante de disociación

Es una medida de la fuerza de un ácido/base en disolución:

	ÁCIDO	BASE
EQUILIBRIO	$\mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O^+}$	$\mathrm{B} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH^-}$
CONSTANTE	$\displaystyle K_\mathrm a = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{[\mathrm{HA}]}$	$\displaystyle K_\mathrm b = \frac{[\mathrm{HB}^+][\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm B]}$
COLOGARITMO	$\displaystyle \mathrm p K_\mathrm a = -\log K_\mathrm a$	$\displaystyle \mathrm p K_\mathrm b = -\log K_\mathrm b$

Equilibrio iónico del agua

El agua es una sustancia anfiprótica (puede tanto donar como aceptar un protón H⁺), lo que le permite actuar tanto como ácido o como base (anfoterismo). El equilibrio iónico del agua hace referencia a la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion oxonio (H₃O⁺) y un ion hidróxido (OH^–):

La constante de equilibrio, denominada producto iónico del agua, y denotada por $K_\mathrm w$, puede aproximarse por el producto:

$$ K_\mathrm w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] $$

A 25 °C:

$$[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH}^-] = 10^{-7}\thinspace\mathrm M \Rightarrow K_\mathrm w = 10^{-14} $$

Relación entre $K_\mathrm a$ y $K_\mathrm b$

Dado un ácido, HA, y su base conjugada, A^–, podemos multiplicar $K_\mathrm a$ y $K_\mathrm b$:

$$ K_\mathrm a \cdot K_\mathrm b = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{[\mathrm{HA}]}\cdot\frac{[\mathrm{HA}][\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm{A^-}]} = [\mathrm{H_3O}^+][\mathrm{OH}^-] = K_\mathrm w, $$

por lo que (suponiendo $T = 25\thinspace^\circ\mathrm C$):

\begin{align*} K_\mathrm a\cdot K_\mathrm b &= K_\mathrm w = 10^{-14} \\ \mathrm p K_\mathrm a + \mathrm p K_\mathrm b &= \mathrm p K_\mathrm w = 14 \end{align*}

Concepto de pH

Se define el pH como el cologaritmo de la concentración de iones oxonio, H₃O⁺:

$$ \mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}] $$

Análogamente se define el pOH en función de la concentración de iones hidróxido, OH^–:

$$ \mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] $$

A partir de la expresión del producto iónico del agua, $K_\mathrm w$, tomando logaritmos:

\begin{align*} [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] &= K_\mathrm w \\ \log [\mathrm{H_3O^+}] + \log [\mathrm{OH^-}] &= \log K_\mathrm w \\ -\mathrm{pH} - \mathrm{pOH} &= -14 \\ \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} &= 14 \end{align*}

Escala de pH

También puedes jugar con esta simulación:

Volumetrías de neutralización ácido-base

Una valoración/titulación ácido-base es un método de análisis químico cuantitativo para determinar la concentración de un ácido o base identificado (analito), neutralizándolo exactamente con una disolución estándar de base o ácido de concentración conocida (valorante).

Reacciones de neutralización

En una reacción de neutralización, un ácido y una base reaccionan de manera irreversible para producir una sal y agua:

Según sea el valorante un ácido o base fuerte, el pH en el punto de equivalencia será:

ANALITO/VALORANTE	Fuerte/Fuerte	Ácido débil/Base fuerte	Base débil/Ácido fuerte
pH (EQUIVALENCIA)	7	$>$ 7	$<$ 7
INDICADOR (vira en medio)	Neutro	Básico	Ácido

Indicadores ácido-base

Un indicador de pH es un compuesto químico halocrómico (cambia de color —vira— ante cambios de pH) que se añade en pequeñas cantidades a una disolución para poder determinar visualmente su pH (acidez o basicidad). El cambio de color se denomina viraje.

Tornasol

Mezcla soluble en agua de diferentes colorantes extraídos de líquenes. Absorbido en papel de filtro constituye uno de los indicadores de pH más antiguos utilizados ($\sim$ 1300).

Naranja de metilo

Colorante azoderivado que vira de rojo a naranja-amarillo en medio ácido:

Fenolftaleína

Indicador de pH incoloro en medio ácido que vira a rosa en medio básico:

Indicador universal

Mezcla de indicadores (azul de timol, rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleína) que presenta cambios suaves de color en una amplia gama de valores de pH.

Hidrólisis de sales

Daviid, desde Twitter, nos invita a un interesante debate sobre la necesidad de introducir siquiera el concepto de hidrólisis en la disociación de sales:

En lo que sigue, suponemos siempre cantidades estequiométricas¹.

Sales ácido fuerte y base fuerte

Cuando los iones en los que se disocia una sal provienen de ácidos/bases fuertes, no reaccionan con agua (hidrolizan), pues tienden a estar completamente ionizados:

La disolución resultante es neutra (pH = 7).

Sales ácido débil y base fuerte

En este caso el ion proveniente del ácido débil sí se hidroliza:

La disolución resultante es básica (pH $>$ 7).

Sales ácido fuerte y base débil

En este caso el ion proveniente de la base débil sí se hidroliza:

La disolución resultante es ácida (pH $<$ 7).

Sales ácido débil y base débil

En este caso ambos iones se hidrolizan:

• $K_\mathrm a > K_\mathrm b \Rightarrow$ La disolución resultante es ácida (pH $<$ 7).
• $K_\mathrm a = K_\mathrm b \Rightarrow$ La disolución resultante es neutra (pH = 7).
• $K_\mathrm b > K_\mathrm a \Rightarrow$ La disolución resultante es básica (pH $>$ 7).

Disoluciones reguladoras

También llamadas disoluciones amortiguadoras o tampón, son disoluciones acuosas que consisten en una mezcla de un ácido o base débil y su conjugado correspondiente. Mantienen el pH de una disolución prácticamente invariable frente a pequeñas adiciones de ácido o base a la misma gracias a la neutralización del exceso de iones H₃O⁺ o OH^–.

Tampón ácido débil + sal de su base conjugada

$$ \mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O}^+ $$$$ K_\mathrm a = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{\mathrm{[HA]}}, $$$$ \mathrm{[H_3O^+]} = K_\mathrm a\cdot \frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} $$

Tomando logaritmos y cambiando de signo: \begin{align*} -\log\mathrm{[H_3O^+]} &= -\log K_\mathrm a - \log\frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} \\ \mathrm{pH} &= \mathrm p K_\mathrm a - \log\frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} \\ \mathrm{pH} &= \mathrm p K_\mathrm a + \log\frac{[\text{base conjugada}]}{[\text{ácido}]} \end{align*}

expresión que se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Tampón base débil + sal de su ácido conjugado

$$ \mathrm B + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH}^- $$$$ K_\mathrm b = \frac{\mathrm{[HB^+][OH^-]}}{\mathrm{[B]}}, $$$$ \mathrm{[OH^-]} = K_\mathrm b\cdot \frac{\mathrm{[B]}}{\mathrm{[HB^+]}} $$

Tomando logaritmos y cambiando de signo llegamos a otra forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

$$ \mathrm{pOH} = \mathrm p K_\mathrm b + \log\frac{[\text{ácido conjugado}]}{[\text{base}]} $$

Importancia biológica del pH

Tampón H₂CO₃ / HCO₃^–

Regula el pH de la sangre $\rightarrow$ $\mathrm{pH} = 7.40 \pm 0.05$:

Tampón H₂PO₄^– / HPO₄^2–

$$ \mathrm{H_2PO_4^-} ⇌ \mathrm{HPO_4^{2-}} + \mathrm{H}^+ $$

Ácidos y bases relevantes

A nivel industrial

Ácido sulfúrico (H₂SO₄)

El compuesto químico más producido del mundo, obtenido a base de hidratar SO₃ concentrado previamente del SO₂. Su principal uso es para crear ácido fosfórico que a su vez se emplea en fertilizantes.

\begin{align*} \mathrm{H_2SO_4} + \mathrm{H_2O} &\longrightarrow \mathrm{HSO_4^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(ácido FUERTE)} \\ \mathrm{HSO_4^-} + \mathrm{H_2O} & ⇌ \mathrm{SO_4^{2-}} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(ácido DÉBIL)} \end{align*}

Ácido nítrico (HNO₃)

$$ \mathrm{HNO_3} + \mathrm{H_2O} \longrightarrow \mathrm{NO_3^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(ácido FUERTE)} $$

A nivel de consumo

Ácido acético (CH₃COOH)

Presente en el vinagre, aunque principalmente usado en la fabricación de fibras textiles.

$$ \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(ácido DÉBIL)} $$

Amoniaco (NH₃)

Empleado principalmente en la producción de fertilizantes.

$$ \mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-}\quad\text{(base DÉBIL)} $$

Hidróxido de sodio (NaOH)

Empleado sobre todo en la fabricación de papel, tejidos y agentes de limpieza.

$$ \mathrm{NaOH} \longrightarrow \mathrm{Na^+} + \mathrm{OH^-}\quad\text{(base FUERTE)} $$

Problemas medioambientales

Lluvia ácida

Causada por la emisión de óxidos de azufre y nitrógeno que, en contacto con el agua, forman ácido sulfúrico y ácido nítrico, entre otros:

Óxidos de azufre (SOx)	Óxidos de nitrógeno (NOx)
SO2 + H2O ⟶ H2SO3	3 NO2 + H2O ⟶ 2 HNO3 + NO
SO3 + H2O ⟶ H2SO4

Se considera lluvia ácida si $\mathrm{pH} < 5.5$. Sus principales efectos son:

• Acidificación de aguas (ríos/lagos) y suelos.
• Deterioro del patrimonio histórico (ataca rocas calizas, a base de CaCO₃).

Algunas soluciones serían:

• Sustituir combustibles fósiles por energías renovables.
• Uso de catalizadores en vehículos.
• Adición de un compuesto alcalino en ríos y/o lagos para neutralizar su acidez.
• Tratamiento de monumentos con recubrimientos adecuados, como el Ba(OH)₂, que reaccionan con el ácido sulfúrico formando BaSO₄, evitando la erosión.

Esmog

Proveniente de la contracción de smoke y fog, se refiere a una contaminación atmosférica debida sobre todo a óxidos de nitrógeno (NO_x), azufre (SO_x), ozono (O₃), humo y otras partículas. Se considera un problema derivado de la industrialización moderna, aunque es más común en ciudades con climas cálidos, secos y mucho tráfico.

Efectos:

• La presencia de ozono y óxidos de nitrógeno y azufre causa problemas respiratorios, especialmente en ancianos y niños/as.

Algunas de las soluciones propuestas son:

• Reducir las emisiones de óxidos de nitrógeno y de compuestos orgánicos volátiles.
• Reducir la contaminación.

Simulación

Puedes explorar con más detalle las disoluciones ácido-base con la siguiente simulación: