Ácidos I. Ácidos y Bases. QUÍM.

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Química

La primera definición de á. y b. se debe a Robert Boyle (v.) y fue enunciada en 1663 sobre bases totalmente experimentales. Boyle observó que una serie de sustancias tenían propiedades comunes tales como: su sabor, cambiar el color del tornasol (un colórante vegetal) de azul a rojo, disolver a otras muchas sustancias y reaccionar con los hidróxidos (v.) de los metales alcalinos perdiendo todas sus propiedades características. A estas sustancias las llamó á. (del lat. acidus). Las b., por el contrario, las definió como sustancias que azulean el tornasol, precipitan muchas sustancias solubles en á. y pierden sus propiedades características cuando reaccionan con los á. La reacción de un á. con una b. la denominó reacción de neutralización.

La primera definición conceptual de á. y b. fue enunciada por Svante Arrhenius (v.) en 1884, y limita el comportamiento ácido o básico a los procesos que transcurren en el disolvente agua. Para Arrhenius, á. son los compuestos que contienen hidrógeno y que en disolución acuosa producen protones, H+, y b. son los compuestos que contienen el grupo OH y que en disolución acuosa producen iones hidroxilo, OH. De esta forma clasificó como á. compuestos tales como los á. nítrico, HN03; clorhídrico, HCl; sulfúrico, H2SO4; etc., y como b. los hidróxidos de sodio, NaOH; potasio, KOH; calcio, Ca(OH)2; etc. Los á. se comportaban cediendo protones, p. ej.,

N03H (d) > N03 (aq) +H+ (aq),

y las b. cediendo OH, p. ej.,

NaOH (d) > Na+ (aq)+OH (aq). La neutralización sería

H+ (aq)+OH (aq) > H2O.

Arrhenius limita el concepto ácidobase a compuestos en disolución acuosa, y considera que las b. han de contener el grupo OH. Con posterioridad se han desarrollado tres conceptos de á. y b. más generalizados: teoría del disolvente, teoría protónica y teoría electrónica.

Teoría del disolvente. El concepto de á. y b. en función del disolvente se debe entre otros a Franklin y Jander, 1905. Esta teoría considera disolventes los que están parcialmente ionizados; p. ej., el agua,

2H20 ~~ H30++OH;

el amoniaco,

2NH3 <==> NH4++NHZ; etc.,

y define como á. toda sustancia que aumenta la concentración de los iones positivos procedentes de la ionización del disolvente, y como b. la que aumenta la concentración de los iones negativos. Dado que la definición implica al disolvente, Franklin habla de solvoácidos y solvobases. Un ejemplo ilustrativo del alcance de esta teoría es:

Disolvente Solvoácido+Solvobase=Solvosal+Disolvente H2OH30+Cl + K+OH = K+CI + 2 H2O

NH3NH4+Br + K+NHZ = K+Br + 2 NH3 Teoría protónica. Enunciada

independientemente, en 1923, por J. N. Brónsted (Dinamarca) y T. M. Lowry (Inglaterra), prescinde de la naturaleza del disolvente y considera que á. es toda molécula o ion que puede donar protones, mientras que b. es toda molécula o ion que puede aceptar protones. Los á. de Arrhenius, CIH, SO4H2, N03H, etc., siguen siendo á. en la teoría protónica, pero ésta incluye además cationes (iones positivos) tales como NH4+, H30+, y aniones (iones negativos) como SO4H, PO4H2, PO4H2, que pueden ceder un protón según ecuaciones tales como

NH4+ ~~ H++NH3 PO4HZ H++P04H2

Si las anteriores ecuaciones son equilibrios reversibles, el NH3 y el ion PO4H2 serán b. según el concepto de la teoría protónica cuando el proceso se desplaza de derecha a izquierda. Los ejemplos citados muestran una consecuencia muy importante y de carácter general. Cuando un á. (CIH, NH4+, PO4H2 , etc.) cede un protón, se forma una b. (Cl, NH3, PO4H, etc.) que se denomina base conjugada. Así, según las anteriores ecuaciones, el ion cloruro, Cl, es la b. conjugada del á. clorhídrico, CIH; la molécula de NH3 es la b. conjugada del á. catiónico, NH4+, etc. Por ello Brónsted y Lowry denominan sistemas ácidobase conjugados a todo sistema de este tipo.En las reacciones siguientes los dos pares conjugados(ácido,base, y ácidorbase2) se identifican por subíndices. Base,+Acido2 <==> Acido, +Base2 NH3 + H2Oe> NH4+ + OH

NH3 + HCl0? NH4+ + Cl

H20 + HCl

La gran utilidad del concepto de Brónsted y Lowry es que define los á. por la forma en que se comportan en las reacciones químicas, y no considerándolos como sustancias aisladas. Además, considera el concepto de equilibrio químico (v. REACCIONES QUÍMICAS) para los procesos de transferencia del protón, lo que permite definir las llamadas constantes de ionización de á. y b. Así, para los á. bromhídrico, HBr, y acético, CH3000H, HBr(aq)+H20(1) <=> H30+(aq)+Br(aq) CH3000H(aq)+H20(q <==> H30+(aq)+CH3000(aq) se puede calcular el mayor o menor desplazamiento de izquierda a derecha de las reacciones por un cociente en cuyo numerador figura el producto de las concentraciones de las especies formadas y en el denominador la concentración de la sustancia inicial

K= [H30+1 [Br 1K_ [H30+] [CH30001 [HBr] y

[CH3000H]

Midiendo la concentración de ion hidrógeno (v. pH) se determinan estas constantes estableciendo una escala de á. según la intensidad de su ionización. Evidentemente, estas constantes de los á. tienen carácter relativo, ya que dependen del disolvente y, en general, de la b. conjugada con la que se enfrentan.

Teoría electrónica. G. N. Lewis, en 1923, definió las b. como sustancias que contienen un ion o molécula en el que existe uno o más pares de electrones exteriores que pueden formar un enlace covalente (v. ENLACES QUÍMIeos) con otro ion o molécula. Á. será toda sustancia que contenga un ion o molécula capaz de aceptar algún par de electrones externos donado por la b. Según esta teoría, la característica de las reacciones de neutralización es la formación de un enlace covalente dativo entre un á. y una b. La teoría electrónica contiene como caso especial los á. y b. definidos por las otras teorías; así, la reacción de protones con la molécula de amoniaco es también un proceso ácidobase de Lewis según el esquema

HH+

H++:N:H G==>H:N:H

HH

Pero además definió como procesos ácidobase otros que no encajan dentro de las restantes teorías, p. ej., F3B+F: FF

.F:B+:F: E=> :F:B:F:. F??F

Cada una de estas teorías puede aplicarse de forma satisfactoria a sistemas apropiados, por lo que de hecho siguen teniendo interés en la química actual. No obstante, cabe destacar que, de momento, sólo la teoría de BrSnsted Lowry permite llegar a expresiones cuantitativas de constantes de á. y b., y, por otra parte, que el concepto ácidobase de carácter más general es el enunciado sobre base estructural por G. N. Lewis.

Una forma de expresar la acidez o basicidad de una disolución es el pH (v.).

V. t.: REACCIONES QUÍMICAS.

J. R. MASAGUER FERNÁNDEZ.

BIBL.: R. S. DRAGO y N. A. MATWIYOFF, Acids and Bases, 1968; R. P. BELL, The proton in chemistry, Nueva York 1959; E. 1. KING, AcidBase Equilibrium, OxfordLondres 1965; C. A. WANDERWERF, Ácidos, bases y la Química del enlace covalente, Madrid 1968.