La química ácido-base estudia las propiedades y reacciones de las sustancias que pueden comportarse como ácidos o bases. Estos conceptos son fundamentales para comprender numerosas reacciones químicas en disoluciones acuosas y en otros medios, así como procesos biológicos, industriales y ambientales.
A lo largo de la historia de la química se han desarrollado diferentes teorías para explicar el comportamiento ácido-base. Las más importantes son las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, cada una de las cuales amplía el alcance de la anterior.
En este módulo se estudiarán también el pH y el pOH, las constantes de disociación ácida y básica, las soluciones amortiguadoras y las titulaciones ácido-base, conceptos esenciales para comprender y cuantificar los equilibrios ácido-base.
9.1. Teorías de Ácidos y Bases: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis
Teoría de Arrhenius
La teoría de Arrhenius, propuesta por Svante Arrhenius, define los ácidos y las bases a partir de su comportamiento en disoluciones acuosas.
Ácido de Arrhenius: sustancia que, al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno, $H^+$, en la disolución.
Por ejemplo, el ácido clorhídrico se ioniza prácticamente por completo en agua:
$HCl(aq)\rightarrow H^+(aq)+Cl^-(aq)$
Sin embargo, en una descripción más precisa del comportamiento del protón en agua, el $H^+$ no existe libremente en cantidades apreciables, sino que se encuentra asociado a moléculas de agua formando ion hidronio:
$HCl(aq)+H_2O(l)\rightarrow H_3O^+(aq)+Cl^-(aq)$
Base de Arrhenius: sustancia que, al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidróxido, $OH^-$.
Por ejemplo:
$NaOH(aq)\rightarrow Na^+(aq)+OH^-(aq)$
La teoría de Arrhenius fue fundamental para el desarrollo de la química ácido-base, pero tiene un alcance limitado porque está formulada específicamente para el comportamiento de sustancias en medios acuosos.
Teoría de Brønsted-Lowry
La teoría de Brønsted-Lowry amplía el concepto de ácido y base al considerar la transferencia de protones.
Ácido de Brønsted-Lowry: especie química que dona un protón, $H^+$.
Base de Brønsted-Lowry: especie química que acepta un protón, $H^+$.
Por ejemplo, cuando el ácido clorhídrico reacciona con agua:
$HCl+H_2O\rightarrow H_3O^++Cl^-$
El $HCl$ actúa como ácido porque dona un protón al $H_2O$, mientras que el agua actúa como base porque acepta ese protón.
En una reacción ácido-base también se forman pares conjugados. En este ejemplo, $HCl$ y $Cl^-$ constituyen un par ácido-base conjugado, mientras que $H_2O$ y $H_3O^+$ constituyen el otro:
$HCl/Cl^-$
$H_3O^+/H_2O$
La teoría de Brønsted-Lowry es más amplia que la de Arrhenius porque permite describir transferencias de protones que no necesariamente implican la producción directa de $OH^-$ en agua.
Teoría de Lewis
La teoría de Lewis proporciona una definición aún más general de las reacciones ácido-base, basada en la transferencia de pares de electrones.
Ácido de Lewis: especie química que acepta un par de electrones.
Base de Lewis: especie química que dona un par de electrones.
Por ejemplo, el trifluoruro de boro, $BF_3$, es un ácido de Lewis porque el átomo de boro puede aceptar un par de electrones. El amoníaco, $NH_3$, actúa como base de Lewis porque el nitrógeno posee un par de electrones no compartido que puede donar:
$BF_3+NH_3\rightarrow BF_3NH_3$
En esta reacción, el $NH_3$ dona un par de electrones al $BF_3$ para formar un enlace coordinado.
La teoría de Lewis permite describir muchas reacciones que no implican transferencia de protones y resulta especialmente importante en química de coordinación, química orgánica e inorgánica y catálisis.
9.2. pH y pOH
El pH es una magnitud utilizada para expresar la acidez de una disolución, mientras que el pOH permite expresar su basicidad en términos de la actividad de los iones hidróxido.
En el tratamiento simplificado utilizado habitualmente en química general, el pH puede expresarse mediante la concentración de iones hidrógeno:
$pH=-\log[H^+]$
De manera análoga:
$pOH=-\log[OH^-]$
Desde el punto de vista termodinámico, la definición rigurosa utiliza la actividad del ion hidrógeno:
$pH=-\log a_{H^+}$
En disoluciones suficientemente diluidas, la actividad puede aproximarse mediante la concentración, lo que permite utilizar la expresión habitual.
A $25,^\circ\mathrm{C}$, el producto iónico del agua es aproximadamente:
$K_w=[H^+][OH^-]=1.0\times10^{-14}$
Por lo tanto:
$pK_w=pH+pOH=14.00$
Así, para una disolución acuosa a $25,^\circ\mathrm{C}$:
$pH+pOH=14$
Una disolución se considera ácida cuando $[H^+]>[OH^-]$ y básica cuando $[H^+]<[OH^-]$. Cuando ambas concentraciones son iguales, la disolución es neutra.
A $25,^\circ\mathrm{C}$, una disolución neutra tiene:
$[H^+]=[OH^-]=1.0\times10^{-7},\mathrm{mol,L^{-1}}$
y, por tanto:
$pH=7$
Es importante señalar que el valor de $pH=7$ corresponde a la neutralidad a $25,^\circ\mathrm{C}$. El valor de pH neutro cambia con la temperatura porque $K_w$ también depende de la temperatura.
El pH es una magnitud de gran importancia en química, biología, medicina, tratamiento de aguas, industria alimentaria, procesos industriales y estudios ambientales.
9.3. Constantes de Disociación Ácida ($K_a$) y Básica ($K_b$)
Las constantes de disociación permiten cuantificar el comportamiento de los ácidos y bases débiles en disolución acuosa.
Una constante de equilibrio mayor para la reacción de ionización de un ácido indica una mayor tendencia del ácido a donar protones. De manera similar, un valor mayor de $K_b$ indica una mayor tendencia de una base a reaccionar con el agua aceptando protones.
Constante de Disociación Ácida ($K_a$)
Para un ácido débil genérico $HA$, su reacción con el agua puede representarse como:
$HA(aq)+H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+A^-(aq)$
La constante de acidez se expresa como:
$K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$
El agua no aparece en la expresión porque es el disolvente y su actividad se incorpora en la definición de la constante.
Un valor elevado de $K_a$ indica que el equilibrio favorece en mayor medida la formación de $H_3O^+$ y $A^-$, por lo que el ácido presenta mayor tendencia a ionizarse.
También se utiliza con frecuencia el concepto de $pK_a$:
$pK_a=-\log K_a$
Cuanto menor sea el valor de $pK_a$, mayor será la fuerza del ácido.
Constante de Disociación Básica ($K_b$)
Para una base débil genérica $B$, la reacción con agua puede escribirse como:
$B(aq)+H_2O(l)\rightleftharpoons BH^+(aq)+OH^-(aq)$
La constante de basicidad se expresa como:
$K_b=\frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}$
Un valor elevado de $K_b$ indica que la base tiene una mayor tendencia a reaccionar con el agua y producir $OH^-$.
También puede definirse:
$pK_b=-\log K_b$
Cuanto menor sea el valor de $pK_b$, mayor será la fuerza de la base.
Para un par ácido-base conjugado en agua, a $25,^\circ\mathrm{C}$ se cumple:
$K_aK_b=K_w$
o, en términos de sus logaritmos:
$pK_a+pK_b=pK_w$
A $25,^\circ\mathrm{C}$:
$pK_a+pK_b=14.00$
9.4. Soluciones Amortiguadoras o Buffers
Las soluciones amortiguadoras, también llamadas soluciones buffer, son disoluciones que presentan una resistencia significativa frente a cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base.
Un amortiguador suele estar formado por un ácido débil y su base conjugada, o por una base débil y su ácido conjugado, presentes en cantidades apreciables.
Un ejemplo es una mezcla de ácido acético ($CH_3COOH$) y su base conjugada, el ion acetato ($CH_3COO^-$):
$CH_3COOH(aq)+H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+CH_3COO^-(aq)$
Si se añade una pequeña cantidad de ácido, el ion acetato puede reaccionar con los protones añadidos:
$CH_3COO^-+H^+\rightarrow CH_3COOH$
Si se añade una pequeña cantidad de base, el ácido acético puede reaccionar con los iones hidróxido:
$CH_3COOH+OH^-\rightarrow CH_3COO^-+H_2O$
De esta manera, el sistema reduce el cambio de pH producido por la adición de pequeñas cantidades de ácido o base.
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Para un amortiguador formado por un ácido débil y su base conjugada, el pH puede aproximarse mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
$pH=pK_a+\log\frac{[A^-]}{[HA]}$
Esta relación permite calcular aproximadamente el pH de un sistema amortiguador a partir del $pK_a$ del ácido y de las concentraciones relativas del ácido y su base conjugada.
La capacidad amortiguadora depende, entre otros factores, de la concentración total de las especies del sistema y de la relación entre el ácido y su base conjugada. Un amortiguador funciona especialmente bien cuando ambas especies están presentes en cantidades comparables.
Aplicaciones
Los sistemas amortiguadores tienen numerosas aplicaciones. Se utilizan en:
- Biología y medicina, donde contribuyen al control del pH de fluidos biológicos.
- Industria farmacéutica, para controlar el pH de determinadas formulaciones.
- Laboratorios, donde permiten mantener condiciones de pH relativamente constantes durante determinados procedimientos.
- Industria alimentaria, para controlar la acidez de diversos productos.
- Procesos industriales, donde muchas reacciones requieren un intervalo determinado de pH.
La sangre, por ejemplo, posee varios sistemas amortiguadores, entre los que destaca el sistema formado por el ácido carbónico y el ion bicarbonato. Estos sistemas contribuyen al mantenimiento del pH sanguíneo dentro de un intervalo compatible con el funcionamiento normal del organismo.
9.5. Titulaciones Ácido-Base y Curvas de Titulación
Las titulaciones ácido-base son técnicas de análisis volumétrico utilizadas para determinar la concentración de una disolución de ácido o base mediante su reacción con otra disolución cuya concentración se conoce.
La disolución de concentración conocida se denomina valorante o titulante, mientras que la sustancia cuya concentración se desea determinar se denomina analito.
Proceso de Titulación
Durante una titulación, se añade progresivamente el valorante al analito mientras se controla alguna propiedad del sistema, generalmente el pH.
El punto de equivalencia se alcanza cuando las cantidades de ácido y base han reaccionado en las proporciones estequiométricas correspondientes a la reacción.
Por ejemplo, para una neutralización entre un ácido monoprótico y una base fuerte:
$HA+OH^-\rightarrow A^-+H_2O$
en el punto de equivalencia se cumple:
$n(HA)=n(OH^-)$
siempre que la reacción tenga una relación estequiométrica de $1:1$.
Es importante distinguir el punto de equivalencia del punto final. El punto de equivalencia es una condición estequiométrica definida por la reacción, mientras que el punto final es el momento observado experimentalmente mediante un indicador o mediante otro método instrumental. Idealmente, ambos puntos deben coincidir o estar muy próximos.
El punto final puede detectarse mediante un indicador ácido-base, que cambia de color en un determinado intervalo de pH, o mediante un pH-metro.
Curvas de Titulación
Una curva de titulación representa la variación del pH de la disolución en función del volumen de valorante añadido.
Estas curvas permiten analizar el comportamiento ácido-base del sistema y localizar el punto de equivalencia.
Ácido fuerte con base fuerte
En una titulación de un ácido fuerte con una base fuerte, el pH cambia rápidamente cerca del punto de equivalencia. A $25,^\circ\mathrm{C}$, el pH en el punto de equivalencia es aproximadamente 7 cuando no intervienen otros equilibrios relevantes.
Ácido débil con base fuerte
En la titulación de un ácido débil con una base fuerte aparece una región amortiguadora antes del punto de equivalencia.
En el punto de semiequivalencia, las concentraciones del ácido débil y de su base conjugada son iguales, por lo que:
$pH=pK_a$
El punto de equivalencia presenta un pH mayor que 7 a $25,^\circ\mathrm{C}$ debido a la hidrólisis de la base conjugada formada.
Base débil con ácido fuerte
En la titulación de una base débil con un ácido fuerte también aparece una región amortiguadora antes del punto de equivalencia.
En el punto de semiequivalencia:
$pOH=pK_b$
o, equivalentemente:
$pH=pK_a$
para el ácido conjugado de la base.
En este caso, el punto de equivalencia presenta un pH menor que 7 a $25,^\circ\mathrm{C}$ debido a la reacción del ácido conjugado con el agua.
Las curvas de titulación son herramientas importantes para seleccionar indicadores adecuados, determinar concentraciones y estudiar las propiedades ácido-base de diferentes sustancias.
Conclusión
La química ácido-base proporciona herramientas fundamentales para comprender las reacciones en las que intervienen protones o pares de electrones. Las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis permiten describir estos fenómenos desde diferentes perspectivas y con distintos grados de generalidad.
El concepto de pH permite cuantificar la acidez de una disolución, mientras que las constantes $K_a$ y $K_b$ permiten evaluar cuantitativamente la tendencia de los ácidos y las bases a reaccionar con el agua.
Las soluciones amortiguadoras permiten reducir los cambios de pH frente a pequeñas adiciones de ácido o base y desempeñan un papel importante tanto en sistemas biológicos como en numerosos procesos industriales y de laboratorio.
Finalmente, las titulaciones ácido-base permiten determinar concentraciones mediante relaciones estequiométricas y estudiar el comportamiento de los sistemas ácido-base mediante sus curvas de titulación.
En conjunto, estos conceptos constituyen la base para comprender numerosos fenómenos químicos, biológicos, ambientales e industriales relacionados con la acidez, la basicidad y el equilibrio químico.