Sesión 13
Tema: Reacciones ácido-base o reacciones de tr ansferencia de protones.
I. Objetivos de la sesión: Después de completar este capítulo Ud. debería ser capaz de:
a) Definir y dar ejemplos de los modelos de ácidos y bases de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.
b) Describir la escala de pH y calcular el pH de soluciones.
c) Usar una tabla de fuerzas relativas de pares de ácidos-bases de Bronsted-Lowry para predecir la dirección de la reacción ácido base.
d) Definir y dar ejemplos de los términos efecto del ion común y soluciones amortiguadoras.
e) Describir pka y pKb para ácidos y bases.
f) Determinar el pH de soluciones amortiguadoras.
II. Temas
Acidez y basicidad. ¿Cómo puede un antiácido aliviar una acidez estomacal? ¿Cómo algunos antiácidos pueden causar indigestión? ¿Por qué los queques y kúchenes suben cuando se calientan en el horno? Ésta y otras importantes cuestiones se pueden responder a través del entendimiento de las reacciones ácido- base. Esta importante clase de reacciones involucra la transferencia de un protón o ion hidrógeno (H+) desde un ácido a una base. Los términos ácido y base han sido usados por cientos de años por los químicos. Se han desarrollado varios conceptos o modelos de ácidos y bases. Los tres modelos más comunes son la teoría de Arrhenius, la teoría de Bronsted-Lowry y la teoría de Lewis.
El modelo de Arrhenius de ácidos y bases. Arrhenius definió un ácido como una sustancia que libera o produce iones hidrógeno (H+) o protones en agua. Un ejemplo sería el cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl), el cual, cuando se disuelve en agua se ioniza produciendo iones hidrógeno (H+) y iones cloruro (Cl-). La solución acuosa resultante del gas cloruro de hidrógeno se conoce como ácido clorhídrico.
H2O
HCl H+ + Cl− (ácido fuerte)
Este proceso, que involucra la ruptura de una sustancia en iones se denomina como ionización. El proceso de ionización es reversible, como lo indica la doble flecha. Haciendo una flecha más larga que la otra indicamos que la reacción es más completa en la dirección de la flecha más larga. Por ejemplo, hay una reacción de ionización casi completa hacia la derecha con HCl, pero sólo ionización parcial ( ) con ácido acético (CH3COOH).
Ácidos como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3) se ionizan casi completamente en soluciones acuosas son conocidos como ácidos fuertes. Ellos pueden producir severas quemaduras y son
producen un exceso de ácido clorhídrico, por sobre las necesidades del proceso digestivo (causando hiperacidez o acidez estomacal) y puede llevar a la formación de úlceras gástricas.
Ácidos que sólo se ionizan levemente se conocen como ácidos débiles. Un ejemplo típico es el ácido acético (CH3COOH).
I. H2O
CH3COOH H+ + CH3COO− (ácido débil) El vinagre es una solución 4-5% de ácido acético en agua.
Con posterioridad a Arrhenius la evidencia mostraba que el ion hidrógeno libre (como muchos otros iones) no existe en solución acuosa. Como este ion es muy pequeño y tiene una carga positiva debería ser fuertemente atraído por los pares de electrones o el extremo negativo de una molécula de agua. Así, moléculas de agua son atraídas por el ion hidrógeno, lo que se conoce como hidratación. En cualquier momento, un ion hidrógeno en solución acuosa probablemente tiene 4 o 5 moléculas de agua organizadas a su alrededor. Por simplicidad, sin embargo, se usa un ion hidrógeno unido a una molécula de agua para designar la presencia de iones de hidrógeno en soluciones acuosas (H+H2O o H3O+). El ion resultante se denomina ion hidronio (H3O+)
Así, una definición más moderna de un ácido de Arrhenius es una sustancia que produce iones hidronio (H3O) en agua.
Una base de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para producir iones hidroxilo (OH-).
Dos ejemplos de bases fuertes o casi totalmente disociadas son el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de sodio (NaOH) o soda cáustica. Este último es usado en la fabricación de jabones y en limpiadores de estufas y desagües.
H2O
NaOH Na+ + OH− H2O
KOH K+ + OH−
Las bases fuertes son cáusticas y pueden dañar tejidos corporales, plásticos, fibras y gomas. Una base débil importante es el hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, el ingrediente activo de la leche de magnesia. En dosis bajas se puede usar como laxante y antiácido para tratar acidez estomacal y úlceras gástricas. Otra base débil usada en preparaciones antiácidas es el hidróxido de aluminio, Al(OH)3. Ambos, Mg(OH)2 y Al(OH)3 son muy poco solubles en agua, y suspensiones de estas sustancias no son una base fuerte.
H2O
Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH− H2O
Al(OH)3 Al3+ + 3 OH-
Una reacción química entre un ácido de Arrhenius y una base de Arrhenius se conoce como reacción de neutralización, porque el ácido y la base tienden a neutralizarse mutuamente y producen una sal (una sustancia formada por el ion negativo del ácido y el ion positivo de la base) y agua.
Neutralización: la reacción ácido base de Arrhenius Ácido + base sal + agua
HCl + NaOH NaCl + H2O
Antiácidos que contengan Mg(OH)2 o Al(OH)3 neutralizan el exceso de ácido clorhídrico en el estómago. (Balancee la segunda ecuación)
Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O ____Al(OH)3 + ____HCl ____AlCl3 + ____H2O
Existe una gran variedad de preparados antiácidos en el mercado, los cuales se diferencian por su capacidad para neutralizar el exceso de acidez en el estómago. Algunas reducen la acidez gástrica al rango normal, mientras que otras se exceden y causan un estómago básico. Si el estómago se pone muy básico, la efectividad de las diversas enzimas digestivas es afectada y se produce indigestión. Malentendiendo esto como un estómago ácido, un individuo puede tomar más antiácido y hacer su estómago más básico, causando más indigestión.
Concentr ación de ion hidronio y la escala de pH. La cantidad de un soluto presente en un volumen dado de solución (usualmente un litro) se conoce como la concentración de la sustancia. Frecuentemente sde expresa como molaridad (M), el número de moles de sustancia en 1 litro de solución. Así, una solución 1 molar (1M) de H3O+ contiene 1 mol de H3O+ en 1 litro de solución. Una solución 0,01 M, o 10-2 M de H3O+ contiene 0, 01 moles de H3O+ por litro de solución.
Por conveniencia, los químicos han desarrollado la escala de pH, que muestra la concentración de ion hidronio o acidez en números que típicamente van de 0 a 14. Técnicamente el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio en moles por litro, o
pH = -log[H3O+]
(los paréntesis cuadrados [ ] se usan para indicar concentración en moles por litro de la sustancia mostrada en su interior). El logaritmo de cualquier número elevado a una potencia de 10, es igual a la potencia. Así, log 10-2 = -2 y log 103 = 3.
Así, si la concentración de H3O+ es 0,01 M, o 10-2 M, el pH es pH = -log[10-2] = -(-2) = 2 Para una solución 1O-5 M o 0,00001 M de H3O+, el pH es
pH = -log[10-5] = -(-5) = 5
El agua pura ioniza muy poco por reacción con otra molécula de agua para producir un ion hidronio y un ion hidroxilo, cada uno con una concentración de 10-7 M.
H2O + H2O H3O+ + OH- La constante de equilibrio para esta reacción sería:
Como la concentración del agua, [H2O], es una constante (en 1 litro de agua, de densidad 1, hay siempre 1000g/ 18g/mol = 55,56 moles), esta se incluye en el valor de la constante de equilibrio, obteniendo así una nueva constante, que se llama constante de disociación del agua, y se designa como Kw:
Kw = [H3O+] x [OH-] o Kw = [H+] x [OH-] y tiene el valor 10-14
Como están presentes un número igual de iones ácidos H3O+ y iones básicos OH-, la solución es neutral.
10-14 = [H+] x [OH-] [H+] = [OH-] = 10-7 Así, el pH de la solución neutra es
pH = -log[10-7] = 7
En esta base, podemos definir la escala de pH de acidez y basicidad relativas, como se muestra en la figura siguiente. Hay que tener muy en cuenta que cualquier cambio de un número entero en la escala de pH representa un cambio de 10 veces en la acidez. Así, una solución con un pH de 5 es 10 veces más ácida que una solución con un pH de 6, y una solución con un pH de 4 es 10 veces más ácida que una solución de pH 6.
La escala de pH, usada para medir acidez y basicidad.
Modelo Ácido-Base de Brönsted-Lowry. La teoría de Arrhenius se aplica sólo cuando se usa agua como solvente. Restringe el término ácido a sustancias que producen iones hidronio y el término base a aquellas que producen iones hidroxilo. En 1923, Brönsted y Lowry, independientemente uno de otro, propusieron un modelo mucho más amplio y un concepto mucho más útil de ácidos y bases. De acuerdo con este modelo, un ácido de Brönsted y Lowry es cualquier sustancia capaz de donar un ion hidrógeno o protón a otra sustancia y una base de Brönsted y Lowry es cualquier sustancia capaz de aceptar un protón o ion hidrógeno de otra sustancia. En otras palabras, ácidos son donadores de protones o H+, y bases son aceptores de protones o H+. De acuerdo con este concepto, cualquier reacción que involucre la
Por ejemplo, la disolución de gas HCl en agua es una reacción ácido-base, en la cual un protón se transfiere desde el ácido de Brönsted-Lowry (HCl) a la base de Brönsted-Lowry (H2O) para formar iones hidronio (H3O+) y iones cloruro (Cl-). La reacción es reversible en algún grado, y en la reacción reversa el H3O+ puede actuar como donador de protones o ácido y el Cl- actúa como aceptor de protones o base.
Acido 1 + base 1 ácido 2 + base 2 HCl + H2O H3O+ + Cl-
Nótese que cada ácido (por ejemplo HCl) forma una base conjugada (Cl-) cuando dona su protón a H2O, y cada base (como el H2O) forma un ácido conjugado (H3O+) cuando acepta un protón del HCl. ¿Cuál es la base conjugada del H3O+? ¿Cuál es el ácido conjugado del H2O? Algunas sustancias, como el agua, pueden actuar tanto como un ácido, donando un protón y transformándose en OH-, o como una base, aceptando un protón para convertirse en H3O+. Tales sustancias de conocen como anfóteras.
Otra reacción ácido-base importante involucra al bicarbonato de sodio (NaHCO3), sustancia constituyente principal de los polvos de hornear, que se usan para hacer tortas, queques y otros productos alimenticios. Cuando el bicarbonato de sodio se disuelve en agua, su ion bicarbonato (HCO3-) reacciona con agua en una reacción ácido-base:
HCO3- + H2O H2CO3 + OH- base 1 + ácido 1 ácido 2 + base 2
Normalmente esta reacción no se desarrolla mucho hacia la derecha, pero si la mezcla se calienta – por ejemplo, poniendo la masa en el horno – el ácido carbónico (H2CO3) se descompone y produce gas dióxido de carbono y agua
H2CO3 CO2 + H2O
Cuando el gas CO2 se desprende (designado por el símbolo ), desplaza la reacción hacia la derecha. Más importante, a medida que las burbujas de gas intentan emerger hacia la superficie a través de la masa, la hacen subir y expandirse.
Reacciones entre ácidos y bases de Arrhenius siempre producen una sal y agua, mientras que en las reacciones ácido-base de Brönsted-Lowry el ácido y la base reaccionan para formar un ácido diferente y una base diferente. Además, las reacciones ácido-base de Brönsted-Lowry no requieren agua. Por ejemplo, el ácido HCl puede donar un protón a la base amoníaco, NH3, para formar un ion amonio, NH4+ y un ion cloruro, Cl-, en total ausencia de agua.
NH3 + HCl NH4+ + Cl-
base 1 + ácido 1 ácido 2 + base 2
La fuerza relativa de diferentes ácidos de Brönsted-Lowry depende de su tendencia a donar protones. Por ejemplo, HCl tiene una mayor tendencia a perder su protón que el CH3COOH. Existe una relación inversa entre la fuerza de un ácido y la de la base que queda (conjugada) después que pierde el protón. El ácido HCl es muy fuerte, mientras Cl- (su base conjugada) es extremadamente débil. Por otro lado, el agua es un ácido de Bronsted-Lowry muy débil, mientras que su base conjugada, el ion OH-, es muy fuerte. En la tabla siguiente se listan unos pocos de los numerosos pares conjugados ácido-base de Bronsted-Lowry, en orden de fuerza ácida decreciente.
Tabla: Fuerzas relativas de Pares ácido-base de Bronsted-Lowry.
Ácido Base conjugada
Ácido fuerte Ácido
clorhídrico HCl Cl- Ion cloruro Base débil
Ácido nítrico HNO3 NO3- Ion nitrato
Ion hidronio H3O+ H2O Agua
Ácido fluorhídrico HF F- Ion fluoruro
Ácido acético CH3COOH CH3COO- Ion acetato
Ácido carbónico H2CO3 HCO3- Ion bicarbonato
Ion amonio NH4+ NH3 Amoníaco
Ácido débil Agua H2O OH- Ion hidroxilo Base fuerte
Podemos usar una tabla como ésta para predecir si una reacción ácido-base dada se desplazará más hacia la derecha o hacia la izquierda. Por ejemplo, HCl, el ácido más fuerte en la lista es un fuerte donador de protones; el ion OH-, la base más fuerte en la lista es un fuerte aceptor de protones. Cualquier reacción en la cual la posición de los reactantes en la tabla sea
Ácido 1
Base 1
Procederá más hacia la derecha ( ). Mientras mayor sea la separación entre el ácido reaccionante y la base, más hacia la derecha estará desplazada la reacción ácido-base. Por ejemplo, la reacción entre HCl y OH- estará más desplazada hacia la derecha que la reacción entre HCl y CH3COO-.
Similarmente, una reacción en la cual los dos reaccionantes tienen el ordenamiento Base 1
Ácido 1
en la tabla, procederá más hacia la izquierda que hacia la derecha.
Modelo de Lewis de ácidos y bases. Un modelo más reciente y completo de ácidos y bases fue propuesto por Lewis, el mismo científico que desarrolló el modelo de los pares electrónicos del enlace covalente. Un ácido de Lewis es una especie que puede aceptar un par de electrones y una base de Lewis es una especie
electrones actúa como un ácido de Lewis; OH- puede donar un par de electrones al H+ y actuar como una base de Lewis.
Ácido de Lewis Base de Lewis
La teoría de Lewis incluye a todos los ácidos y bases de Bronsted-Lowry, al mismo tiempo que extiende el concepto ácido-base a una serie de reacciones que no involucran el traspaso de un ion hidrógeno o protón. Por ejemplo, no hay protones envueltos en la reacción ácido-base entre el ácido de Lewis trifluoruro de boro (BF3) y la base de Lewis amoníaco (NH3) para formar F3B-NH3
En la tabla siguiente se sintetizan los tres principales modelos de ácidos, bases y reacciones ácido- base. Nuevamente vemos como la ciencia se desarrolla por medio de una serie de esquemas conceptuales designados para ser útiles en dar cuenta o explicar fenómenos conocidos y predecir nuevos.
Tabla: Resumen de modelos ácido-base.
Modelo Ácido Base Reacción Arrhenius Produce H3O+ en agua Produce OH- en agua Neutralización para
producir una sal más agua Bronsted-Lowry Donador de protones o H+ Aceptor de protones o H+
Transferencia de protones para producir otro ácido y otra base
Lewis Aceptor de pares
electrónicos
Donador de pares electrónicos
Formación de una sustancia por compartición de un par de electrones proveniente de uno de los reactantes
Porcentaje de ionización. En ácidos que liberan un protón al disolverse en agua (monopróticos), la concentración del ácido que se ha ionizado es igual a la concentración de los iones H+ y también a la concentración de la base conjugada en equilibrio. Por lo tanto, el porcentaje de ionización de un ácido de este tipo será:
Concentración del ion hidrógeno en el equilibrio
% de ionización = x 100, o concentración inicial del ácido
Concentración de la base conjugada en el equilibrio
% de ionización = x 100, o concentración inicial del ácido
Así, en una disolución de ácido fluorhídrico (HF) 0,60 M, el porcentaje de disociación del ácido se puede calcular de la siguiente forma:
Sea X la concentración de los iones H+ y F- en el equilibrio, en Mol/l
HF(ac) H+(ac) F-(ac)
Inicial 0,60 M 0,00 M 0,00 M
Cambio - X M + X M + X M
En equilibrio (0,60 - X) M X M X M
Entonces, conociendo el valor de la constante de equilibrio, en este caso Ka = 7,1x10-4 podemos calcular X:
[H+] x [F-] X2 Ka = = 7,1x10-4 =
[HF] (0,60 – X)
Como se trata de un ácido débil, podemos suponer que (0, 60 – X) es prácticamente igual a 0,60, para no resolver la ecuación cuadrática, que puede ser engorroso para algunos. En ese caso,
X2 = 0,60 x 7,1x10−4 = 4,3 x 10−4, de donde X resulta igual a 0,021 M.
Como se trata de un ácido monoprótico, el porcentaje de ionización será 0, 021 M / 0,60 M x 100% = 3,5% .
El efecto del ion común. ¿Qué pasa cuando se disuelven dos compuestos diferentes? Si tanto el acetato de sodio como el ácido acético se encuentran en la misma disolución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones
CH3COO-:
CH3COONa(s) CH3COO-(ac) + N a+(ac) CH3COOH(ac) CH3COO-(ac) + H+(ac)
El CH3COONa es un electrolito fuerte, por lo que se disocia totalmente en la disolución; pero el CH3COOH, un ácido débil, solo se ioniza de modo parcial. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al agregar iones CH3COOH prov enientes del CH3COONa a una disolución que contiene CH3COOH, se inhibirá la ionización del CH3COOH (esto es, se desplaza el equilibrio hacia la izquierda), con lo que disminuirá la concentración del ion hidrógeno. Así, una disolución que contenga tanto CH3COOH comoCH3COONa será menos ácida que otra disolución que solo contenga CH3COOH a la misma concentración. El desplazamiento en el equilibrio de ionización del ácido acético es ocasionado por los iones adicionales acetato que provienen de la sal. El ion CH3COO- se llama ion común porque es producido tanto por CH3COOH como por el CH3C OON a.
El desplazamiento de los equilibrios causado por la adición de un compuesto que tiene un ion en común con las sustancias disueltas se llama efecto del ion común. El ion común juega un papel importante en la determinación del pH de una disolución. Hay que tener en cuenta que, a pesar de su nombre distintivo, el efecto del ion común es simplemente un caso especial del principio de Le Chatelier.
Considérese el pH de una disolución que contiene un ácido débil HA y una sal soluble de ese ácido débil, +
o simplemente: HA(ac) H+(ac) + A-(ac) La constante de ionización Ka viene dada por:
[H+] x [A-] Ka x [H A]
Ka = . Reordenando se tiene [H+] = [HA] [A-] Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de igualdad, se obtiene
[H A] [A-] - log [H+] = - log Ka - log o bien - log [H+] = - log Ka + log
[A-] [HA ] De manera que [A-]
pH = pKa + log
[HA ]
La ecuación se llama ecuación de Henderson-Hasselbalch. En forma más general se puede expresar como
[base conjugada]
pH = pKa + log
[ácido]
En este ejemplo, HA es el ácido y A- es su base conjugada. Entonces, si se conocen la Ka y las concentraciones del ácido y la sal del ácido, se puede calcular el pH de la disolución.
Es importante recordar que la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce de la expresión de la constante de equilibrio; y que es válida, sin importar la procedencia de la base conjugada (esto es, si proviene solo del ácido o si proviene tanto del ácido como de una de sus sales).
Al resolver problemas que implican el efecto del ion común, por lo general se dan las concentraciones iniciales del ácido débil HA y de su sal, como el N aA. E n tanto que las concentraciones de estas especies sean razonablemente grandes (> 0.1 M), se puede despreciar la ionización del ácido y la hidrólisis de la sal. Así, se pueden usar las concentraciones iniciales como concentraciones en el equilibrio.
Disoluciones am orti guadoras o tampones. Una disolución amortiguadora o tampón, es una disolución de: 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; ambos componentes deben de estar presentes. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH en la adición de pequeñas cantidades tanto de ácidos como de base. Los amortiguadores son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es aproximadamente 7,4, mientras que el jugo gástrico humano es de más o menos 1,5. Estos valores de pH, que son cruciales para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen con amortiguadores en la mayoría do los casos.
Una disolución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar con los iones 0H- que puedan agregarse; y también debe contener una base para reaccionar con los iones H+ que puedan añadirse.
Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par conjugado ácido-base (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado).
