Reacción ácido-base

Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Se puede utilizar para determinar el pH. Varios marcos teóricos brindan concepciones alternativas de los mecanismos de reacción y su aplicación para resolver problemas relacionados; estas se denominan teorías ácido-base, por ejemplo, teoría ácido-base de Brønsted-Lowry.

Su importancia se hace evidente en el análisis de reacciones ácido-base para especies líquidas o gaseosas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos fue aportado por el químico francés Antoine Lavoisier, hacia 1776.

Es importante pensar en los modelos de reacción ácido-base como teorías que se complementan entre sí. Por ejemplo, el modelo de Lewis actual tiene la definición más amplia de lo que son un ácido y una base, siendo la teoría de Brønsted-Lowry un subconjunto de lo que son los ácidos y las bases, y siendo la teoría de Arrhenius la más restrictiva.

Definiciones ácido-base

Desarrollo histórico

El concepto de una reacción ácido-base fue propuesto por primera vez en 1754 por Guillaume-François Rouelle, quien introdujo la palabra "base" en la química para referirse a una sustancia que reacciona con un ácido para darle forma sólida (como una sal). Las bases son en su mayoría de naturaleza amarga.

Teoría del oxígeno de los ácidos de Lavoisier

Lavoisier proporcionó el primer concepto científico de ácidos y bases alrededor de 1776. Dado que el conocimiento de Lavoisier sobre los ácidos fuertes se restringía principalmente a los oxoácidos, como el HNO₃(ácido nítrico) y H₂ASI QUE₄(ácido sulfúrico), que suelen contener átomos centrales en altos estados de oxidación rodeados de oxígeno, y como no conocía la verdadera composición de los ácidos hidrohálicos (HF, HCl, HBr y HI), definió los ácidos en términos de contienen oxígeno, que de hecho nombró a partir de palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego ὀξύς (oxys) que significa "ácido" o "agudo" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar"). La definición de Lavoisier se mantuvo durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y las conferencias posteriores de Sir Humphry Davy en las que demostró la falta de oxígeno en H₂S, H ₂ Te y los ácidos hidrohálicos. Sin embargo, Davy no logró desarrollar una nueva teoría y concluyó que "la acidez no depende de ninguna sustancia elemental en particular, sino de la disposición peculiar de varias sustancias". Jöns Jacob Berzelius proporcionó una modificación notable de la teoría del oxígeno, quien afirmó que los ácidos son óxidos de no metales, mientras que las bases son óxidos de metales.

Teoría del hidrógeno de los ácidos de Liebig

En 1838, Justus von Liebig propuso que un ácido es un compuesto que contiene hidrógeno, cuyo hidrógeno puede ser reemplazado por un metal. Esta redefinición se basó en su extenso trabajo sobre la composición química de los ácidos orgánicos, finalizando el cambio doctrinal de los ácidos basados ​​en oxígeno a los ácidos basados ​​en hidrógeno iniciado por Davy. La definición de Liebig, aunque completamente empírica, permaneció en uso durante casi 50 años hasta la adopción de la definición de Arrhenius.

Definición de Arrhenius

La primera definición moderna de ácidos y bases en términos moleculares fue ideada por Svante Arrhenius. Una teoría del hidrógeno de los ácidos, siguió a su trabajo de 1884 con Friedrich Wilhelm Ostwald para establecer la presencia de iones en solución acuosa y llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903.

Como lo define Arrhenius:

• un ácido de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para formar iones de hidrógeno (H); es decir, un ácido aumenta la concentración de iones H en una solución acuosa.

Esto provoca la protonación del agua, o la creación del ion hidronio (H ₃ O). Así, en los tiempos modernos, el símbolo H se interpreta como una forma abreviada de H ₃ O, porque ahora se sabe que un protón desnudo no existe como especie libre en solución acuosa. Esta es la especie que se mide mediante indicadores de pH para medir la acidez o basicidad de una solución.

• una base de Arrhenius es una sustancia que se disocia en agua para formar iones de hidróxido (OH); es decir, una base aumenta la concentración de iones OH en una solución acuosa".

Las definiciones de acidez y alcalinidad de Arrhenius están restringidas a soluciones acuosas y no son válidas para la mayoría de las soluciones no acuosas, y se refieren a la concentración de los iones del solvente. _{Según esta definición, el H 2} SO ₄ puro y el HCl disueltos en tolueno no son ácidos, y el NaOH fundido y las soluciones de amida de calcio en amoníaco líquido no son alcalinos. Esto condujo al desarrollo de la teoría de Brønsted-Lowry y la posterior teoría de Lewis para explicar estas excepciones no acuosas.

La reacción de un ácido con una base se llama reacción de neutralización. Los productos de esta reacción son una sal y agua.ácido + base → sal + agua

En esta representación tradicional, una reacción de neutralización ácido-base se formula como una reacción de doble reemplazo. Por ejemplo, la reacción de ácido clorhídrico, HCl, con soluciones de hidróxido de sodio, NaOH, produce una solución de cloruro de sodio, NaCl, y algunas moléculas de agua adicionales.HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) ₊ H2O

Arrhenius insinuó el modificador (aq) en esta ecuación, en lugar de incluirlo explícitamente. Indica que las sustancias están disueltas en agua. Aunque las tres sustancias, HCl, NaOH y NaCl, pueden existir como compuestos puros, en soluciones acuosas se disocian completamente en los iones acuosos H, Cl, Na y OH.

Definición de Bronsted-Lowry

La definición de Brønsted-Lowry, formulada en 1923, de forma independiente por Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Martin Lowry en Inglaterra, se basa en la idea de la protonación de bases a través de la desprotonación de ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos para "donar" hidrógeno. iones (H), también conocidos como protones, a bases, que los "aceptan".

Una reacción ácido-base es, por tanto, la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. La eliminación de un ion de hidrógeno de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido del que se ha eliminado un ion de hidrógeno. La recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido.

A diferencia de las definiciones anteriores, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y disolvente, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidos por la transferencia de un protón del ácido a la base. En este enfoque, los ácidos y las bases tienen un comportamiento fundamentalmente diferente al de las sales, que se ven como electrolitos, sujetos a las teorías de Debye, Onsager y otros. Un ácido y una base no reaccionan para producir una sal y un solvente, sino para formar un nuevo ácido y una nueva base. El concepto de neutralización está, pues, ausente.El comportamiento ácido-base de Brønsted-Lowry es formalmente independiente de cualquier disolvente, por lo que es más completo que el modelo de Arrhenius. El cálculo del pH bajo el modelo de Arrhenius dependía de la disolución de los álcalis (bases) en agua (solución acuosa). El modelo de Brønsted-Lowry amplió lo que podría medirse el pH utilizando soluciones solubles e insolubles (gas, líquido, sólido).

La fórmula general para las reacciones ácido-base según la definición de Brønsted-Lowry es:HA + B → BH + A

donde HA representa el ácido, B representa la base, BH representa el ácido conjugado de B y A representa la base conjugada de HA.

Por ejemplo, un modelo de Brønsted-Lowry para la disociación del ácido clorhídrico (HCl) en disolución acuosa sería el siguiente:HCl + H ₂ O ⇌ H ₃ O + Cl

La eliminación de H del HCl produce el ion cloruro, Cl, la base conjugada del ácido. La adición de H al H ₂ O (que actúa como base) forma el ion hidronio, H ₃ O, el ácido conjugado de la base.

El agua es anfótera, es decir, puede actuar como ácido y como base. El modelo de Brønsted-Lowry explica esto, mostrando la disociación del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:H ₂ O + H ₂ O ⇌ H ₃ O + OH

Esta ecuación se demuestra en la siguiente imagen:

Aquí, una molécula de agua actúa como ácido, donando un H y formando la base conjugada, OH, y una segunda molécula de agua actúa como base, aceptando el ion H y formando el ácido conjugado, H ₃ O.

Como ejemplo de agua que actúa como ácido, considere una solución acuosa de piridina, C ₅ H ₅ N.C ₅ H ₅ N + H ₂ O ⇌ [C ₅ H ₅ NH] + OH

En este ejemplo, una molécula de agua se divide en un ion de hidrógeno, que se dona a una molécula de piridina, y un ion de hidróxido.

En el modelo de Brønsted-Lowry, el disolvente no tiene por qué ser necesariamente agua, como exige el modelo ácido-base de Arrhenius. Por ejemplo, considere lo que sucede cuando el ácido acético, CH ₃ COOH, se disuelve en amoníaco líquido.CH₃COOH + NH₃⇌ NH₄+ CH₃ARRULLO

Se elimina un ion H del ácido acético, formando su base conjugada, el ion acetato, CH ₃ COO. La adición de un ion H a una molécula de amoníaco del solvente crea su ácido conjugado, el ion amonio, NH₄.

El modelo de Brønsted-Lowry llama ácidos a las sustancias que contienen hidrógeno (como el HCl). Así, algunas sustancias, que muchos químicos consideraban ácidos, como el SO ₃ o el BCl ₃, quedan excluidas de esta clasificación por falta de hidrógeno. Gilbert N. Lewis escribió en 1938: "Restringir el grupo de ácidos a aquellas sustancias que contienen hidrógeno interfiere tan seriamente con la comprensión sistemática de la química como lo haría la restricción del término agente oxidante a sustancias que contienen oxígeno". Además, KOH y KNH ₂ no se consideran bases de Brønsted, sino sales que contienen las bases OH y NH.₂.

Definicion de lewis

El requerimiento de hidrógeno de Arrhenius y Brønsted-Lowry fue eliminado por la definición de Lewis de reacciones ácido-base, ideada por Gilbert N. Lewis en 1923, el mismo año que Brønsted-Lowry, pero no fue elaborado por él hasta 1938. En su lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones u otras sustancias enlazadas, la definición de Lewis define una base (denominada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par de electrones, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir este par de electrones.

Por ejemplo, el trifluoruro de boro, BF ₃ es un ácido de Lewis típico. Puede aceptar un par de electrones ya que tiene una vacante en su octeto. El ion fluoruro tiene un octeto completo y puede donar un par de electrones. Por lo tantoBF ₃ + F → BF₄

es una reacción típica de ácido de Lewis, base de Lewis. Todos los compuestos de los elementos del grupo 13 con fórmula AX ₃ pueden comportarse como ácidos de Lewis. De manera similar, los compuestos de los elementos del grupo 15 con una fórmula DY ₃, como las aminas, NR ₃, y las fosfinas, PR ₃, pueden comportarse como bases de Lewis. Los aductos entre ellos tienen la fórmula X ₃ A←DY ₃ con un enlace covalente dativo, representado simbólicamente como ←, entre los átomos A (aceptor) y D (donante). Los compuestos del grupo 16 con fórmula DX ₂ también pueden actuar como bases de Lewis; de esta manera, un compuesto como un éter, R ₂ O, o un tioéter, R ₂S, puede actuar como una base de Lewis. La definición de Lewis no se limita a estos ejemplos. Por ejemplo, el monóxido de carbono actúa como una base de Lewis cuando forma un aducto con trifluoruro de boro, de fórmula F ₃ B←CO.

Los aductos que involucran iones metálicos se denominan compuestos de coordinación; cada ligando dona un par de electrones al ion metálico. La reacción[Ag(H ₂ O) ₄ ] + 2NH ₃ → [Ag(NH ₃) ₂ ] + 4H ₂ O

puede verse como una reacción ácido-base en la que una base más fuerte (amoníaco) reemplaza a una más débil (agua)

Las definiciones de Lewis y Brønsted-Lowry son consistentes entre sí ya que la reacciónH + OH ⇌ H ₂ O

es una reacción ácido-base en ambas teorías.

Definición del sistema solvente

Una de las limitaciones de la definición de Arrhenius es su dependencia de las soluciones de agua. Edward Curtis Franklin estudió las reacciones ácido-base en amoníaco líquido en 1905 y señaló las similitudes con la teoría de Arrhenius basada en agua. Albert FO Germann, trabajando con fosgeno líquido, COCl₂, formuló la teoría basada en solventes en 1925, generalizando así la definición de Arrhenius para cubrir los solventes apróticos.

Germann señaló que en muchas soluciones hay iones en equilibrio con las moléculas de disolvente neutro:

• iones de solvonio: un nombre genérico para iones positivos. (El término solvonio ha reemplazado al antiguo término iones de lionio: iones positivos formados por protonación de moléculas de solvente).
• iones de solvato: un nombre genérico para iones negativos. (El término solvato ha reemplazado al antiguo término iones de liato: iones negativos formados por desprotonación de moléculas de disolvente).

Por ejemplo, el agua y el amoníaco sufren tal disociación en hidronio e hidróxido, y amonio y amida, respectivamente:2 horas₂O ⇌ H₃O+ OH2 NH₃⇌ NH₄+ NH₂

Algunos sistemas apróticos también experimentan dicha disociación, como el tetróxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato, el tricloruro de antimonio en dicloroantimonio y tetracloroantimonato, y el fosgeno en clorocarboxonio y cloruro:norte₂O₄⇌ NO+ NO₃2 SbCl₃⇌ SbCl₂+ SbCl₄COCl₂⇌ COCl+ Cl

Un soluto que provoca un aumento en la concentración de iones de solvonio y una disminución en la concentración de iones de solvato se define como un ácido. Un soluto que causa un aumento en la concentración de los iones de solvato y una disminución en la concentración de los iones de solvonio se define como una base.

Así, en amoníaco líquido, KNH₂(suministrando NH₂) es una base fuerte, y NH₄NO₃(suministrando NH₄) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido (SO₂), compuestos de tionilo (que suministran SO) se comportan como ácidos y sulfitos (suministrando SO₃) se comportan como bases.

Las reacciones ácido-base no acuosas en el amoníaco líquido son similares a las reacciones en el agua:2 NaNH₂(base)+Zn(NH₂)₂(amida anfifílica)→ na₂[ Zn(NH₂)₄]2 NH₄yo(ácido)+Zn(NH₂)₂(amida anfifílica)→ [ Zn(NH₃)₄]YO₂

El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico líquido:HNO₃(base)+ 2 horas₂ASI QUE₄→ NO₂+ H₃O+ 2 HO₄

La fuerza única de esta definición se muestra al describir las reacciones en solventes apróticos; por ejemplo, en líquido N₂O₄:AgNO₃(base)+NOCl(ácido)→norte₂O₄(solvente)+AgCl(sal)

Debido a que la definición del sistema solvente depende tanto del soluto como del solvente mismo, un soluto particular puede ser un ácido o una base dependiendo de la elección del solvente: HClO₄es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético y una base débil en ácido fluorosulfónico; esta característica de la teoría se ha visto tanto como una fortaleza como una debilidad, porque algunas sustancias (como SO₃y NH₃) han sido vistos como ácidos o básicos por derecho propio. Por otro lado, la teoría del sistema solvente ha sido criticada por ser demasiado general para ser útil. Además, se ha pensado que hay algo intrínsecamente ácido en los compuestos de hidrógeno, una propiedad que no comparten las sales de solvonio no hidrogénicas.

Definición de inundación de lux

Esta teoría ácido-base fue un renacimiento de la teoría del oxígeno de los ácidos y las bases propuesta por el químico alemán Hermann Lux en 1939, mejorada por Håkon Flood alrededor de 1947 y todavía se usa en la geoquímica y electroquímica modernas de sales fundidas. Esta definición describe un ácido como un ion de óxido (O) aceptor y una base como donante de iones óxido. Por ejemplo:MgO(base)+CO₂(ácido)→ MgCO₃CaO(base)+SiO₂(ácido)→ CaSiO₃NO₃(base)+S₂O₇(ácido)→ NO₂+ 2 SO₄

Esta teoría también es útil en la sistematización de las reacciones de compuestos de gases nobles, especialmente los óxidos de xenón, fluoruros y oxofluoruros.

Definición de Usanovich

Mikhail Usanovich desarrolló una teoría general que no restringe la acidez a los compuestos que contienen hidrógeno, pero su enfoque, publicado en 1938, fue aún más general que la teoría de Lewis. La teoría de Usanovich se puede resumir definiendo un ácido como cualquier cosa que acepta especies negativas o dona especies positivas, y una base como lo contrario. Esto definió el concepto de redox (oxidación-reducción) como un caso especial de reacciones ácido-base.

Algunos ejemplos de reacciones ácido-base de Usanovich incluyen:N / A₂O(base)+ASI QUE₃(ácido)→ 2 na+ SO₄(especies intercambiadas: Oanión)3 (NH₄)₂S(base)+Sb₂S₅(ácido)→ 6 NH₄+ 2 Sbs₄(especies intercambiadas: 3 Saniones)2Na(base)+cl₂(ácido)→ 2 na+ 2Cl(especies intercambiadas: 2 electrones)

Racionalización de la fuerza de las interacciones ácido-base de Lewis

Teoría HSAB

En 1963, Ralph Pearson propuso un concepto cualitativo conocido como el principio de ácidos y bases duros y blandos. luego se hizo cuantitativo con la ayuda de Robert Parr en 1984. 'Difícil' se aplica a especies que son pequeñas, tienen estados de alta carga y son débilmente polarizables. 'Suave' se aplica a especies que son grandes, tienen estados de carga bajos y son fuertemente polarizables. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son duro-duro y blando-blando. Esta teoría ha encontrado uso en química orgánica e inorgánica.

Modelo ECW

El modelo ECW creado por Russell S. Drago es un modelo cuantitativo que describe y predice la fuerza de las interacciones ácido-base de Lewis, −Δ H. El modelo asignó parámetros E y C a muchos ácidos y bases de Lewis. Cada ácido se caracteriza por un E _A y un C _A. Cada base se caracteriza igualmente por su propio E _B y C _B. Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostática y covalente a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. la ecuacion es−Δ H = mi _UN mi _segundo + _{C UN} C segundo + W

El término W representa una contribución de energía constante para una reacción ácido-base, como la escisión de un ácido o una base diméricos. La ecuación predice la inversión de las fuerzas de los ácidos y las bases. Las presentaciones gráficas de la ecuación muestran que no hay un orden único de fuerzas de base de Lewis o fuerzas de ácido de Lewis.

Equilibrio ácido-base

La reacción de un ácido fuerte con una base fuerte es esencialmente una reacción cuantitativa. Por ejemplo,HCl _(aq) + Na(OH) _(aq) → H ₂ O + NaCl _(aq)

En esta reacción, tanto los iones de sodio como los de cloruro son espectadores de la reacción de neutralización,H + OH → H ₂ O

no los involucra. Con bases débiles, la adición de ácido no es cuantitativa porque una solución de una base débil es una solución tampón. Una solución de un ácido débil también es una solución amortiguadora. Cuando un ácido débil reacciona con una base débil se produce una mezcla en equilibrio. Por ejemplo, la adenina, escrita como AH, puede reaccionar con un ion de fosfato de hidrógeno, HPO₄.AH + HPO₄⇌ A + H₂correos₄

La constante de equilibrio para esta reacción puede derivarse de las constantes de disociación ácida de la adenina y del ion dihidrógeno fosfato.[A ] [H ] = Ka1 [ _AH ][ HPO₄] [H ] = K _a2 [ H₂correos₄]

La notación [X] significa "concentración de X". Cuando estas dos ecuaciones se combinan eliminando la concentración de iones de hidrógeno, se obtiene una expresión para la constante de equilibrio, K.[A ] [ H₂correos₄] = K [AH] [ HPO₄]; k = k _a1/k _a2

Reacción ácido-álcali

Una reacción ácido-álcali es un caso especial de una reacción ácido-base, donde la base utilizada también es un álcali. Cuando un ácido reacciona con una sal alcalina (un hidróxido metálico), el producto es una sal metálica y agua. Las reacciones ácido-álcali también son reacciones de neutralización.

En general, las reacciones ácido-álcali se pueden simplificar aOH_(ac) + H_(ac) → H₂O

omitiendo los iones espectadores.

Los ácidos son, en general, sustancias puras que contienen cationes de hidrógeno (H) o hacer que se produzcan en soluciones. Ácido clorhídrico (HCl) y ácido sulfúrico (H₂ASI QUE₄) son ejemplos comunes. En el agua, estos se descomponen en iones:HCl → H_(ac) + Cl_(ac)H₂ASI QUE₄→ H_(ac) + H SO_4(ac)

El álcali se descompone en agua, produciendo iones de hidróxido disueltos:NaOH → Na_(ac) + OH_(ac)