Fuerza de ácidos y bases

Los ácidos son sustancias que en disolución acuosa presentan sabor y olor penetrantes, que ejercen una acción corrosiva sobre los metales y que tiñen de azul ciertos tintes vegetales rojos. Por su parte, las bases son compuestos que, también disueltos, son de textura untuosa y hacen que los mismos tintes de origen vegetal pasen del color rojo al azul. Al combinarse, ácidos y bases se neutralizan entre sí para dar lugar a la formación de sales, sustancias que presentan caracteres químicos netamente diferenciados de los de los compuestos ácidos o básicos de los que derivan.

Ácidos y bases en la teoría de Lewis

Según la teoría del estadounidense Gilbert Newton Lewis , enunciada en el mismo año que la de Brønsted - Lowry y de la que constituye una generalización, ácidos son aquellas sustancias capaces de aceptar un par de electrones y bases las que pueden cederlos, definición que enlaza con la noción de enlace covalente dativo, es decir, aquél que se establece a partir de un par electrónico aportado por uno sólo de los átomos que se unen, y que se analiza en el capítulo dedicado al enlace covalente.

Ejemplo característico en el marco de la teoría de Lewis es el trifluoruro de boro, ácido según este planteamiento, pero que se consideraría una sal (no un ácido ni una base) según las premisas anteriores.

La interreacción de protones e iones hidroxilo, fundamento de las teorías de Arrhenius y Brønsted - Lowry, también se justifica a través de los postulados de Lewis.

Entre los llamados ácidos de Lewis, que trascienden el concepto de transferencia protónica, se cuentan los iones metálicos, los óxidos de ciertos no metales, como el azufre o el nitrógeno, y algunos compuestos que generalmente se clasifican como sales, como el cloruro de aluminio o el mencionado trifluoruro de boro. Las sustancias que son consideradas ácidas o básicas, diferenciadas de las asociadas a la trasferencia de iones hidrógeno, se denominan ácidos o bases de Lewis.

El concepto de fuerza en ácidos y bases

La fuerza relativa de los ácidos y las bases se determina en función de su nivel de ionización o disociación, α, definido como el número de moles ionizados en relación al número total de moles. En tal contexto, las sustancias ácidas o básicas en las que la disociación es prácticamente total se consideran, respectivamente, ácidos o bases fuertes.

Así, por ejemplo, en disolución acuosa, un ácido fuerte como el perclórico, HClO4, reacciona completamente con el agua para formar protones e ion perclorato:

y una base fuerte como el hidróxido sódico, Na (OH), hace lo propio para formar cationes sodio, Na+, y grupos hidroxilo, OH–:

La fuerza de ácidos y bases ha de considerarse siempre en términos relativos, ya que debe asociarse a los pares conjugados ácido-base para cada sustancia.

En este sentido puede afirmarse que cada par conjugado ácido-base es un equilibrio, cuya constante, según se trate de sustancias ácidas o básicas, es la denominada constante de acidez, Ka, o constante de basicidad, Kb, cuyas formulaciones serían:

ácido1 base1 + H+

base2 + H+ ácido2

Por otra parte, en solución acuosa, los ácidos y las bases reaccionan entre sí tendiendo a formar sales y agua en un proceso que se denomina neutralización, en el que la constante de equilibrio correspondería a:

La consecuencia de esta interdependencia de ácidos y bases en su neutralización es que los ácidos y bases fuertes reaccionan siempre de forma completa con otras bases o ácidos fuertes, dándose la circunstancia de que el equilibrio está desplazado siempre que un ácido reacciona con la base conjugada de un ácido más débil, y viceversa.

Por otro lado, los ácidos se diferencian en monopróticos o polipróticos, según proporcionen uno o más iones hidrógeno al disociarse. Entre los primeros puede citarse a modo de ejemplo el ácido clorhídrico:

mientras que un ejemplo de ácido poliprótico puede ser el ácido sulfúrico, H2SO4:

Junto a este tipo de sustancias, se distinguen otras que pueden presentar, según cual sea su entorno, comportamiento ácido o básico. Se trata de los compuestos anfipróticos (también se denominan anfóteros o anfolitos). Un ejemplo prototípico de anfoterismo lo constituye la reacción de autoionización del agua:

lo que, en términos simplificados puede transcribirse como:

En esta reacción, una molécula de agua (el ácido) dona un protón a otra molécula de agua que lo acepta (la base). La que dona el protón se convierte en ion OH–, la base conjugada del agua ácida, en tanto que la que lo acepta se convierte en ion hidronio, H3O+, ácido conjugado del agua básica.

Además del agua, el anfoterismo se da en otros compuestos como los iones intermedios formados en la ionización de los ácidos polipróticos. Ejemplos de ello son los iones bisulfato, HSO4–, o bicarbonato, HCO3–, o los aminoácidos, constituyentes de las proteínas.