Equilibrios de ácido-base

    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.

    La interacción entre ácidos y bases da lugar a uno de los cuatro tipos de equilibrio que se diferencian en el campo de la reactividad entre especies químicas. Se trata de los equilibrios ácido-base, que, con independencia del interés que su estudio teórico presenta desde el punto de vista del conocimiento de los mecanismos químicos, desempeñan un papel de primer orden en la industria química y en los procesos biológicos. En la práctica, sustancias como el hidróxido sódico, Na (OH), o el ácido sulfúrico, H2SO4, se cuentan entre las que se producen en mayores cantidades a escala industrial, e infinidad de ácidos y bases intervienen como reactivos o como catalizadores en reacciones químicas de interés para la industria. Por otro lado, gran parte de los procesos biológicos están vinculados a los conceptos de acidez y basicidad, a nivel celular o en todo el organismo. De hecho, pequeñas variaciones en la acidez de la sangre pueden dar lugar a depresión del sistema nervioso central o a alteraciones en la contractilidad del miocardio y arritmias cardíacas. Además, la mayor o menor acidez de los suelos tiene consecuencias de gran alcance para las plantas y los animales que se desarrollan sobre ellos y, por consiguiente, para la agronomía, la ganadería y la ecología.

    En torno a estos conceptos se ha establecido una serie de interpretaciones y nociones como las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry o Lewis sobre ácidos y bases, el pH o el análisis por volumetría ácido-base. Todo ello, en conjunto, aporta una visión global sobre este tipo de reacciones químicas.

    Evolución de los conceptos de ácido y base

    Ya los alquimistas medievales percibieron la existencia de ciertas sustancias que en disolución presentaban un comportamiento singular. Algunas de ellas, como el jugo de los cítricos o el vinagre, se caracterizaban por su sabor agrio y penetrante, por lo que a todo el grupo de sustancias se le asignó la denominación de ácidos. Por contraposición, a las que exhibían un carácter opuesto al ser disueltas y que interactuaban con los ácidos, como la sosa o el amoniaco, las llamaron bases. En el siglo XVII, Robert Boyle, uno de los fundadores de la química moderna, denominó a las bases, álcalis (del árabe, al-qali, ceniza), creando una sinonimia que se ha mantenido hasta nuestros días.

    A finales del siglo XIX, se dieron a conocer sucesivos planteamientos teóricos que avanzaban en la descripción de las interacciones ácido-base. Los más significativos fueron los de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis.

    Teoría de Arrhenius. En 1887 el sueco Svante Arrhenius introdujo una teoría según la cual los ácidos, al disolverse en agua, liberan átomos o moléculas con carga eléctrica, uno de los cuales es siempre un catión hidrógeno o protón, H+, en tanto que las bases se ionizan en agua liberando iones hidróxido, OH, a los que también se denomina hidroxilos u oxidrilos. Cabe puntualizar, no obstante, que en el caso de los ácidos se sabe que el ion hidrógeno no existe en su forma más simple en disolución acuosa, H+, sino que se modifica para adoptar una disposición iónica combinada con la molécula de agua, el ion hidronio, H3O+.

    Teoría de Brønsted-Lowry. En 1923 el danés Johannes Brønsted y el británico Thomas Martin Lowry propusieron de manera independiente la que daría en llamarse teoría protónica de los ácidos y bases. Su planteamiento eludía ciertos «defectos» de la teoría de Arrhenius, en función de la cual el carácter básico quedaba limitado a los hidróxidos, que contienen en su fórmula el grupo OH, cuando se había demostrado que otras sustancias como el amoniaco actuaban como bases.

    En esta proposición teórica se redefinieron los conceptos de ácido y base, de forma que se consideró que ácido es todo compuesto que transfiere protones a otra sustancia, y que cualquier compuesto que acepte un protón es una base. Así pues, las reacciones ácido-base quedan en este marco asimiladas a procesos de transferencia de protones de un ácido, dador, a una base, aceptora.

    Una reacción entre un ácido y una base puede representarse a través de una ecuación:

    A partir de la representación de la reacción puede ejemplificarse el concepto de par conjugado, implícito en la teoría de Brønsted-Lowry; el ion amonio, NH4+, es el ácido conjugado de la base amoniaco, NH3, en tanto que el ion cloruro, Cl, es la base conjugada del ácido clorhídrico. Quedan así instaurados los pares conjugados amonio/amoniaco y clorhídrico/cloruro.

    Este postulado teórico amplía notablemente el número de sustancias comprendidas en las categorías de ácidos o bases, incluyéndose en ambas no solamente moléculas neutras como los ácidos sulfúrico o nítrico o los hidróxidos de metales alcalinos, sino también átomos y moléculas ionizados como el ion hidronio, ácido, o los iones carbonato, CO32– o fosfato PO43– .

    Teoría de Lewis. Una nueva ampliación del número de sustancias consideradas ácidas o básicas se produjo al presentarse la teoría del estadounidense Gilbert Newton Lewis, en el mismo año que la de Brønsted-Lowry y de la que constituye una generalización. Según su interpretación, 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.

    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.

    BF3 + : NH3 F3B:NH3

    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.

    H+ + OH H:OH

    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.

    Fuerza de ácidos y bases

    La fuerza relativa de los ácidos y las bases se determina en función de su nivel de ionización o disociación, , 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:

    H ClO4 (l) H+ (aq) + ClO4 (aq)

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

    NaOH (aq) Na+ (aq) + OH(aq)

    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 (v. tabla 1).

    Tabla 1. Tabla de fuerzas relativas de pares conjugados.

    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:

    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:

    HCl Cl+ H+

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

    H2SO4 H+ + HSO4

    HSO4 H+ + SO42–

    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:

    H2O (l) H+ (aq) + OH (aq):

    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.

    El pH

    La noción de pH, potencial de hidrógeno, aporta una medida cuantitativa de la acidez o basicidad de las sustancias en disolución. Profusamente empleado en química, biología y agronomía, el pH se define como la inversa del logaritmo de la concentración de hidrogeniones:

    o, lo que es lo mismo, pH = –log [H3O+]

    Tabla 2. Intervalos de pH de algunas sustancias comunes.

    Conviene observar que el término empleado es pH, no pH3O, y ello se debe a que, cuando el danés S.P.L. Sørensen introdujo el concepto, a principios del siglo XX, el ion hidronio se identificaba con el protón, H+. Generalizando, el índice pH es equivalente al logaritmo negativo de la magnitud a la que antecede, por lo que, en términos análogos a los del pH, pueden definirse el pOH, logaritmo negativo de [OH], o el pKa y el pKb, logaritmos negativos de las constantes de acidez o basicidad.

    La noción de pH resulta de gran utilidad para expresar en términos sencillos los niveles de acidez o basicidad. Así, por ejemplo, una concentración de:

    [H+] = 1 · 10–7 M (0,0000001)

    queda simplificada al valor de pH 7:

    pH = –log [10–7] = 7

    Precisamente 7 es el valor neutro en la escala de pH, de forma que, los valores comprendidos entre 0 y 7 corresponden a los de las sustancias ácidas (mayor acidez a menor pH), en tanto que los comprendido entre 7 y 14, valor máximo de la escala de pH, presentan un grado creciente de basicidad. La tabla 2 resume los valores de pH de algunas sustancias comunes.

    Tabla 3. Viraje de color de algunos de los principales indicadores ácido-base.

    El pH de las soluciones de concentraciones conocidas se calcula aplicando la fórmula que lo representa. Así, el pH de una solución en la que la concentración de H3O+ es 0,05 moles/litro es

    [H3O+] = 0,050 M = 5,0 · 10–2 M

    pH = –log [H3O+] = –log [5,0 · 10–2] = 1,30

    Sin embargo, para realizar mediciones de soluciones en laboratorio se recurre a los denominados indicadores de pH.

    Indicadores de pH

    Se llama indicadores de pH a las sustancias orgánicas que se caracterizan por variar de color al modificarse el pH de la solución en la que se encuentran. Cabe citar entre ellos la fenolftaleína, el naranja de metilo, el tornasol, o el azul de timol. Cada uno de ellos cambia de color dentro de un determinado intervalo de pH y generalmente son ácidos o bases débiles, en los que el ácido presenta distinta coloración que su base conjugada. Además de los indicadores específicos, algunos de los cuales se resumen junto a sus variaciones de color en la tabla 3, para realizar un seguimiento continuado de la evolución ácido-básica de una solución dentro de intervalos de pH más amplios, se recurre a los llamados indicadores universales, que son mezclas de indicadores que exhiben distintos cambios de color en intervalos grandes de la escala de pH.

    Los indicadores presentan un nivel de precisión relativamente bajo, por lo que en las mediciones de laboratorio o sobre el terreno (para por ejemplo, evaluar la acidez del suelo en una finca de cultivo) se suele recurrir a los denominados pH-metros (también puede escribirse peachímetro), dispositivo que transforma en lecturas de pH la diferencia electromotriz (de potencial eléctrico o de voltaje) entre dos electrodos introducidos en la solución o sustancia objeto de la medición. En general se suele disponer de un electrodo sensible al pH, la mayoría de las veces de vidrio, y de uno de referencia, no variable, que suele ser de calomelanos (cloruro de mercurio). No obstante, el uso de indicadores resulta de interés, ya que constituyen la base del procedimiento analítico conocido como volumetría ácido-base.

    Volumetrías ácido-base

    Las volumetrías ácido-base son procedimientos empleados con profusión en el laboratorio para conocer la concentración de un ácido o una base en una disolución. Su fundamento es la reacción de una disolución problema, de la que se desea conocer la concentración, con otra disolución de concentración conocida, a la que se denomina solución patrón.

    El proceso se inicia colocando en una bureta un volumen determinado Vx, la disolución problema, y en un matraz situado bajo ella un volumen conocido de la solución patrón, Vp. Si la concentración se expresa en términos de normalidad, N (las formas de expresar la concentración se analizan en el apartado dedicado a estados de agregación de la materia y química de disolución), designaremos Np a la concentración de la disolución patrón y Nx a la de la disolución problema.

    La solución problema se vierte gota a gota desde la bureta sobre el volumen conocido de solución patrón al que se habrá añadido un indicador, convenientemente elegido, según las sustancias que interreaccionan, sean ácidos y bases fuertes o débiles. En el momento en que se produzca la neutralización entre ambas sustancias reaccionantes, habrá un cambio de color de la solución del matraz. En ese momento, llamando V al volumen gastado de la disolución problema (fácilmente determinable restando al volumen primitivo Vx, el que ahora exista en la bureta), tendremos que: