VOLVER A LOS ARTÍCULOSEn la vida cotidiana cuando se habla de los términos ácidos y bases, estos se utilizan para designar si una sustancia tiene un sabor ácido o un sabor agrio, respectivamente. Sin embargo, en el estudio de la química, diferentes científicos han desarrollado teorías a través de los años para describir el comportamiento de estas sustancias, dada la extraordinaria importancia que tienen, tanto en procesos vitales como en operaciones industriales.
PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES, PRIMEROS ESTUDIOS Y TEORÍAS
Si bien los ácidos y las bases se caracterizan por reaccionar entre sí neutralizando sus propiedades, en diferentes ensayos químicos presentan las siguientes propiedades:
Ácido: los ácidos reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Si se les suministra una solución de tornasol (originalmente de color violeta oscuro) se colorean de rojo. Son conductores de electricidad, son electrolíticos. Al reaccionar con una base producen sales. Son corrosivos.
Base: las bases son resbaladizas al tacto (jabonosas). Si se les suministra una solución de tornasol se colorean de azul. Son electrolíticos por tanto son conductores de electricidad. Al reaccionar con un ácido producen sales. Son corrosivos.
El primer químico que estudió el comportamiento de los ácidos y bases fue el francés Antoine-Laurent de Lavoisier, cuando observó que los ácidos se formaban al disolver agua con las sustancias adquiridas de la quema de elementos no metálicos en una atmósfera oxigénica. Por ello Lavoisier designó a los ácidos con el nombre del gas oxígeno, por su nombre griego que significa generador de ácidos.
Más tarde, el químico británico Humphry Davy demostró que el ácido clorhídrico no tiene oxígeno, por lo que luego de otros estudios se llegó a la conclusión de que los ácidos debían sus propiedades a su contenido de hidrógeno y a su capacidad de sustituir dicho contenido por un metal.
TEORÍA DE ARRHENIUS
Las definiciones del químico sueco Svante August Arrhenius, desarrolladas durante el período de 1880-1890, constituyeron los primeros conceptos modernos de ácidos y bases. Arrhenius formuló su teoría de la disociación iónica, según la cual la actividad química y la conductividad eléctrica de las soluciones de los ácidos son el resultado de su disociación reversible de iones, uno de los cuales es el H+, en otras palabras, un ácido, según Arrhenius, es toda sustancia que al ionizarse en agua produce iones hidrógeno como único tipo de catión.
Para el caso de las bases se asumió que en solución acuosa producían un ión oxhidrilo (OH-), de modo que el protón producía las propiedades ácidas y el ión oxhidrilo era el causante de las propiedades básicas. Se comprendía entonces el hecho de que un ácido reaccionara con una base para producir el agua y la sal correspondiente. Los iones H+ y OH- se combinaban para formar agua, dando lugar a la reacción llamada neutralización.
Ejemplos:
Ácidos :
H2SO4 H+ + HSO4–
H2SO4 2H+ + SO4=
Bases:
KOH K+ + OH–
Ca (OH)2 Ca++ + 2OH–
Sin embargo, la teoría de Arrhenius condujo a ciertas dificultades: como la naturaleza del protón en la solución, y el hecho de que otras sustancias que no tenían iones oxhidrilo, también actuaban como bases. Por ejemplo, al ser la molécula de agua un dipolo, permite la hidratación de iones, pero si los iones son hidratados, quiere decir que el protón debe estar unido al solvente ¿cómo se explica, entonces, que la disociación ácida genere protones libres? Es que el amoníaco líquido puro se comporta como una base en presencia de ácido clorhídrico, a pesar de que no posee un ión oxhidrilo.
De esta forma la teoría queda restringida, ya que se limita a interpretar el comportamiento de los electrolitos (ácidos y bases) en soluciones acuosas.
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
Dado a los problemas que presentaba la teoría de Arrhenius, en 1923 el químico danés Johannes Brönsted y el químico inglés Thomas Lowry, propusieron una teoría más general, la cual señala que un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y la base es aquella sustancia susceptible de aceptarlos. Dicha teoría indica que solo se puede hablar de un ácido si existe una base y solo se puede hablar de una base si hay un ácido.
La teoría de Brönsted-Lowry abarca cualquier medio para que se dé la reacción ácido-base y no solo el medio acuoso. Al liberarse protones a través del ácido, se forma una nueva especie llamada base conjugada del ácido, la cual capta dichos protones de nuevo, y de igual manera, cuando la base capta protones se forma el ácido conjugado, que trata de cederlos.
Ejemplos
En medio acuoso:
H2O (ácido) + NH3 (base) OH– (base conjugada) + NH4+ (ácido conjugado)
En otro medio:
La fuerza de un ácido está relacionada a su capacidad de donar protones, y la fuerza de una base se debe a su capacidad de aceptar protones. Esta fuerza es una medida cuantitativa llamada constante de disociación ácida, es decir, la constante de equilibrio de la reacción, por lo que en la reacción reversible de equilibrio químico, la base 2 y la base 1 compiten por captar un protón estableciendo un equilibrio en función a la fuerza de los ácidos y las bases.
Un ácido fuerte como el ácido clorhídrico, HCl, tiene una gran tendencia a perder un protón, entonces su base conjugada, el ión cloruro Cl- , tiene una tendencia muy pequeña a adquirir un protón, por tanto, es una base débil. Se concluye que la base conjugada de un ácido fuerte es débil, mientras que la base conjugada de un ácido débil es fuerte. Se da la misma conclusión para las bases fuertes.
Como se observa, las definiciones de Brönsted-Lowry amplían los términos de ácido y base al incluir otras sustancias aparte de los iones H+ y OH–. Se debe tomar en cuenta que los iones hidronio se escriben “H+” únicamente por comodidad de notación, ya que estos no existen en solución acuosa sino bajo la forma H3O+.
Constante de ionización del agua
Como se observa en los ejemplos anteriores, el agua es una molécula que se comporta como ácido y como base en función al compuesto con el cual reacciona, si es un ácido fuerte o una base fuerte. Por dicho comportamiento es llamada molécula anfótera. A su vez, el agua pura es un electrolito débil que se autoioniza (autoprotólisis) escasamente, disociándose en iones hidronio y oxhidrilo de la siguiente forma:
• La reacción de disociación en equilibrio químico ha demostrado experimentalmente que este se encuentra más desplazado hacia la izquierda, es decir, en agua pura el porcentaje de iones hidronio y oxhidrilo es bastante bajo, prevaleciendo las moléculas de agua. La ley del equilibrio químico para el agua pura es:
• Al ser constante la cantidad de moléculas de agua en la reacción de disociación, esta se convierte en otra constante, la cual puede pasar al numerador del primer miembro:
• El producto entre dos constantes es otra constante, que se denominará Kw (del inglés water: agua), por lo que:
• El agua pura a 25 °C posee una misma concentración de iones hidronio e iones oxhidrilo de 1.10-7 mol/L, ya que por cada molécula de agua que se disocia se forma un ión hidronio y un ión oxhidrilo. Al sustituir las concentraciones en la fórmula, queda:
• La igualdad en las concentraciones de los iones hidronio y oxhidrilo se debe a la neutralidad del agua pura, por tanto, si la concentración de iones hidronio es mayor a 1.10-7 mol/L, la de iones oxhidrilo es menor, siendo el agua o solución estudiada, ácida; en el caso contrario, que la concentración de iones oxhidrilo sea mayor a 1.10-7 mol/L, la concentración de iones hidronio será menor, siendo básica la solución acuosa.
TEORÍA DE LEWIS
En el mismo año que Brönsted-Lowry propusieron sus definiciones, el fisicoquímico estadounidense Gilbert Newton Lewis planteó otra definición, la cual se basó en una observación de la reacción de formación de agua, en donde dedujo que los iones OH– son dadores de electrones y los iones H3O+ aceptores.
La transferencia de electrones le permitió proponer que un ácido es cualquier sustancia que pueda aceptar o compartir un par de electrones, y una base es cualquier sustancia que pueda compartir o donar un par de electrones. Los ácidos y bases según Lewis se pueden clasificar en:
• Ácido: todos los iones positivos son ácidos, en función a su tendencia a combinarse con un par de electrones. Son ácidos todas las moléculas en donde un átomo central tiene un octeto incompleto, o uno o más enlaces múltiples.
• Base: todos los iones negativos son bases en función a su tendencia a donar con un par de electrones. Son bases todas las moléculas en donde un átomo tiene uno o dos pares de electrones no compartidos, o un enlace doble.
Ejemplo:
POTENCIAL IÓNICO DE ACIDEZ o pH
Como se indicó anteriormente, al disolver un ácido en agua neutra aumenta la concentración de iones hidronio H3O+ (es decir que [H3O+] ˃ 10-7), convirtiéndose la solución en ácida al disminuir la concentración de iones oxhidrilo; mientras que al disolver una base en agua neutra aumenta la concentración de iones oxhidrilo OH– (es decir que [OH–] ˃ 10-7), convirtiéndose la solución en básica al disminuir la concentración de iones hidronio. Como en ambos casos las concentraciones de los iones están relacionadas, la Kw se mantiene constante.
En 1990 el químico danés Soren Peter Lauritz Sorensen, con el objetivo de representar las concentraciones de iones de manera más sencilla que mediante potencias de exponentes negativos, sugirió que se operara con el logaritmo negativo de dicha concentración, al cual denominó pH o potencial de la concentración de iones hidronio, expresión numéricamente igual al logaritmo del inverso o logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio, representados en mol/L. Igualmente, para el caso de las bases, el pH es igual al logaritmo del inverso o logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo, representados en mol/L.
pH= – log [H3O+]= – log [10-7]
pH= – log [OH-]= – log [10-7]
Por ello se puede deducir que para los tipos de soluciones:
| Solución | Características | pH, pOH |
| Neutra | [H3O+]= [OH-] 10-7 = 10-7 | 7 |
| Ácida | H3O+]>[OH-] [H3O+]>10-7 y [OH-] ˂ 10-7 | pH ˂ 7 , pOH ˃ 7 |
| Básica | [H3O+] ˂ 10-7 y [OH-] ˃10-7] | pH ˂ 7 , pOH ˃ 7 |
En la escala de valores, el pH va desde 0 a 14, es decir, desde las soluciones más ácidas hasta las más básicas. El pH puede ser medido a través de dos métodos conocidos, el potenciométrico y el colorimétrico.
El potenciómetro mide el potencial eléctrico generado por los iones hidronio en la solución a través de una membrana de vidrio, la cual posee una determinada concentración de iones hidronio y es por ello que antes de usar el aparato es necesario calibrarlo.
El método colorimétrico se refiere a las diferentes sustancias utilizadas como indicadores de pH. Estos indicadores son ácidos y bases muy débiles que muestran diferentes colores en estado iónico y en estado molecular. Ejemplos: el tornasol, la fenolftaleína, violeta de metilo, entre otros.
El pH tiene gran importancia en los procesos vitales, ya que para que se dé el funcionamiento adecuado de muchas enzimas, en necesario mantener un pH neutro en el interior de las células. También es importante en las operaciones industriales, por ejemplo en la elaboración y preservación de alimentos.
