Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se toma de determinados líquenes) y reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, se desarrolla una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, en términos generales, se forman agua y sal, es muy rápida. De este modo, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio: H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4
2 PRIMERAS TEORÍAS
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, en el momento en que el físico inglés Michael Faraday demostró que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y después el químico germánico Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. De la misma forma, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: H+ + OH-⇋H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría apenas se refiere a disoluciones acuosas, en el momento en que en verdad son conocidos numerosas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
3 TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY
Una teoría más conveniente es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias aptos de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias aptos de admitirlos. Aún se observa la presencia de hidrógeno en el ácido, sin embargo ya no se precisa un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + base⇋NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a comprender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se observan como un enfrentamiento por los protones. En forma de ecuación química, la próximo reacción de Acido (1) con Base (2) Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1) se genera al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se transforma en su base conjugada, Base (1). Al vencer el protón, la Base (2) se transforma en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere sencillamente un protón al agua configurando un ion hidronio: HCl + H2O⇋H3O+ + Cl- En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con sencillez un protón al agua: HF + H2O⇋H3O+ + F- Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry igualmente expresa que el agua pueda exhibir características anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O⇋H3O+ + Cl- El agua igualmente actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O⇋NH4+ + OH-
4 MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala adecuada de ácido-base conforme la cuantía de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cuantía de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al agregarle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta en relación a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 conforme la fuerza del ácido. El pOH del agua pura igualmente es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.
El químico americano Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría igualmente tiene la ventaja de que es válida con disolventes diferentes del agua y no se precisa la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3⇋H3N-BF3
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