¿Alguna vez has sentido un malestar en tu estómago tan fuerte que has tenido que tomar algún medicamento para aliviar el dolor? Cuando sufrimos una indigestión ácida (o acidez del estómago) solemos tomar pastillas antiácidas y, normalmente, funcionan de maravilla.
Las pastillas antiácidas son muy eficaces contra la acidez porque están compuestos por una base. Cuando esta base (hidróxido de magnesio, Mg(OH)2) entra en contacto con el ácido fuerte del estómago (ácido clorhídrico, HCl), neutraliza el exceso del ácido estomacal. ¡Esto logra que te sientas mejor en poco tiempo!
- Este artículo trata sobre las reacciones ácido-base.
- En primer lugar, veremos las definiciones de ácidos, bases, ácidos conjugados y bases conjugadas.
- También aprenderemos cuáles son las reacciones ácido-base.
- Aprenderemos las fórmulas utilizadas en los cálculos de pH y pOH.
- Por último, estudiaremos los fundamentos de las valoraciones.
¿Qué son los ácidos y las bases?
La definición de ácidos y bases dependerá del autor que los clasifique. Svante Arrhenius, un químico sueco, fue el primero en clasificar los ácidos y las bases. Arrhenius organizó los ácidos y las bases en función de sus propiedades en disoluciones acuosas.
- Los ácidos de Arrhenius se clasifican por su capacidad para disociarse en el agua y producir iones H+.
- Las bases de Arrhenius se clasifican por su capacidad de disociarse en el agua y producir iones OH-.
Otros dos científicos, Johannes Brønsted y Thomas Lowry, también definieron conjuntamente los ácidos y las bases. Sin embargo, su definición se enfocó en la capacidad de donar o aceptar protones.
- Los ácidos de Brønsted-Lowry son donantes de protones: donan un ion H+ a una base de Brønsted-Lowry.
- Las bases de Brønsted-Lowry son aceptores de protones: aceptan un ion H+ de un ácido de Brønsted-Lowry.
¿Puede un compuesto actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y como base de Brønsted-Lowry? ¡Pues sí!
El agua (H2O) es una molécula especial. Cuando dos moléculas de agua reaccionan en una reacción ácido-base, una de ellas actúa como un ácido y la otra como la base.
Las sustancias que pueden actuar como ácido o como base se denominan anfóteras.
Algunos libros se refieren a los iones de hidrógeno como H3O+, en lugar de H+. Estos dos términos pueden utilizarse indistintamente. Pero, aquí utilizaremos H+ para referirnos a los iones de hidrógeno, ya que, en realidad, todavía están investigando el ion hidronio u oxidanio (H3O+). Sabemos que ninguno de los dos (H+ y H3O+) son totalmente correctos.
¡La fórmula correcta debería ser, más bien, 30-50 moléculas de agua rodeando un H+, como si fuera el más famoso del barrio!
Una definición más general de los ácidos y las bases fue propuesta por Gilbert Lewis, basada en su capacidad de donar o aceptar electrones.
- Los ácidos de Lewis son aceptores de electrones: aceptan un electrón de una base de Lewis.
- Las bases de Lewis son donantes de electrones: donan un electrón a un ácido de Lewis.
Los ácidos de Lewis y los ácidos de Brønsted-Lowry son similares, ya que al donar un H+, el compuesto se queda con los electrones del hidrógeno, y solo dona el ion.
En la siguiente tabla tendrás unos ejemplos de los tres tipos de ácidos y bases.
| De Arrhenius | De Brønsted-Lowry | De Lewis |
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Tabla 1: Ejemplos de ácidos y bases
Ácidos y bases conjugados
Cuando hablamos de los ácidos y las bases de Brønsted-Lowry, hay que tener en cuenta los ácidos y bases conjugados.
- Un ácido conjugado es una base que ha ganado un protón H+.
- Una base conjugada es un ácido que ha perdido un protón H+.
Con el H2O, puedes encontrar su ácido conjugado y su base conjugada, añadiendo o quitando sencillamente un H+.
- El ácido conjugado (añade un protón) del H2O es H3O+
- La base conjugada (quita un protón) del H2O es OH-
¡Veamos un ejemplo un poco más complicado
¿Cuál es el ácido en la siguiente reacción?
Solución:
Para determinar cuál de los reactivos es el ácido, primero tenemos que encontrar la base conjugada. La forma más fácil de encontrar la base conjugada es mirar la ecuación química e identificar el compuesto que perdió un H+.
El H2F+ perdió un H+ y se convirtió en HF. Por lo tanto, el HF es la base conjugada.
Como una base conjugada es un ácido que perdió un protón H+, entonces el ácido sería H2F+.
Fig. 1: La reacción entre H2SO4 y H2F+
Este ejemplo señala una diferencia muy importante entre las definiciones de ácido de Brønsted-Lowry y de Arrhenius.
- Cuando tratamos con los ácidos de Arrhenius, todo se compara con el agua: "¿Esta molécula es más ácida que el agua?".
- Cuando tratamos de los ácidos de Brønsted-Lowry, nos preguntamos: "¿es más ácido que aquello con lo que lo hemos mezclado?".
Si te resulta extraño que el ácido sulfúrico (H2SO4) actúe como una base, no eres el único: al fin del cuentas ¡se llama ácido sulfúrico! Al enfrentarlo al 99,9% de los productos químicos, el ácido sulfúrico actuaría como un ácido. ¡El H2F+ es así de fuerte!
Por cierto: un protón (p+) es la sustancia más ácida posible.
¿Qué son las Reacciones ácido-base?
Las reacciones ácido-base (o de neutralización) son las reacciones químicas entre un ácido y una base. Los productos que se forman en las reacciones ácido-base son una sal y agua.
Piensa en la reacción química que se produce entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH). Cuando el HCl y el NaOH reaccionan, producen cloruro de sodio (NaCl) y agua (H₂O). Al ser ácidos y bases, se han disociado en sus correspondientes iones: el Na+ y OH- de la sosa y los iones H+ y Cl- del HCl.
En las reacciones ácido-base, el producto iónico se forma siempre a partir del catión del ácido y del anión de la base. Mira el siguiente ejemplo:
Puedes ver que se formó la sal por la base conjugada, Cl- y el ácido conjugado, Na+, mientras que los iones H+ y los iones OH- formaron el agua.
Reacción de neutralización:
$$NaOH_{(aq)}+HCl_{(aq)}\rightarrow NaCl_{(s)}+H_{2}O$$
Se denominan de neutralización porque la disolución restante es neutra: hemos neutralizado el ácido y la base.
Ácidos y bases fuertes
Cuando un ácido o una base se consideran fuertes, significa que son capaces de disociarse completamente en una disolución. En cambio, los ácidos y las bases débiles solo se disocian parcialmente en una disolución.
Los ácidos fuertes se disocian completamente en una disolución acuosa, y forman iones H+.
Los ácidos fuertes que debes conocer son:
- HCl
- HBr
- HI
- HNO3
- HClO3
- HClO4
- H2SO4
Las bases fuertes se disocian completamente en una disolución acuosa, y forman iones OH-.
Las bases fuertes que debes recordar son:
- NaOH
- KOH
- LiOH
- Ca(OH)2
- Mg(OH)2
- Ba(OH)2
- Sr(OH)2
Entender el pH y el pOH
Ser capaz de explicar la relación entre el pH, el pOH y las concentraciones químicas es algo que debes aprender. La mejor manera de aprenderlo es resolviendo problemas. Pero, empecemos definiendo lo que se entiende por pH y pOH.
- El pH se define como una medida logarítmica de la concentración de iones hidrógeno [H+] en una disolución.
- El pOH se define como una medida logarítmica de la concentración de iones hidroxi [OH-] en una disolución.
La escala de pH
Para ayudar a los científicos a identificar si una disolución es ácida o básica (alcalina), Søren Sørensen ideó la escala de pH, en 1909. Esta escala muestra la acidez o basicidad de una sustancia:
- Si una sustancia tiene un pH inferior a 7, se considera un ácido.
- Si una sustancia tiene un pH superior a 7, entonces es una base (también conocida como alcalina).
- Una sustancia con un pH de 7 se considera neutra.
Tras disolver una sustancia en agua: si la disolución tiene un pH bajo, es una disolución ácida. Una disolución así contiene una alta concentración de iones H+ y una baja concentración de iones OH-, mientras que las disoluciones que tienen un pH alto son las disoluciones básicas.
Diagrama de la escala de pH con ejemplos. Original de Wikimedia Commons
Cálculos de pH y pOH
El cálculo del pH y el pOH implica muchas fórmulas diferentes, y puede ser abrumador tener que aprender y controlar todas ellas. Para simplificar las cosas, veamos algunas de las fórmulas que necesitarás conocer para poder resolver problemas.
Para calcular el pH y pOH tenemos las siguientes fórmulas:
$$pH=-log[H^{+}]$$
$$pOH=-log[OH^{+}]$$
$$pH+pOH=14$$
Para calcular el [ H+] y [ OH-]:
$$[ H^{+}] = 10^{-pH}$$
$$[ OH^{-}] = 10^{-OH}$$
Los cálculos ácido-base van mucho más allá de calcular el pOH y el pH. Si quieres seguir aprendiendo sobre la química ácido-base, lee Equilibrio de los ácidos-bases débiles.
Veamos un ejemplo que nos pide que utilicemos las ecuaciones anteriores para resolver un problema.
Encuentra la concentración de iones [H+] y [OH-] de una disolución acuosa con un pH de 5,6.
Solución:
La pregunta ya nos da el pH, así que tenemos que utilizarlo para encontrar [H+] y [OH-].
En primer lugar, vamos a calcular la concentración de iones H+, utilizando la fórmula:
$$[ pH^{-}] = 10^{pH}$$
$$[ pH^{-}] = 10^{pH}=10^{-5.6}=2.5\cdot 10^{-6}$$
Para calcular la concentración de iones OH-, primero tenemos que encontrar el pOH, y luego usar el pOH para encontrar [OH-]:
$$pH+pOH=14$$
$$pOH=14-pH$$
$$pOH=14-5.6$$
$$pOH=8.4$$
Ahora que tenemos pOH, podemos utilizar la fórmula:
$$[OH^{-}]=10^{-8.6}$$
$$[OH^{-}]=4.0\cdot 10^{-9}$$
¿Qué es la autoionización del agua?
La autoionización del agua es la capacidad del agua de reaccionar consigo misma para producir iones H+ y OH-.
Hay una constante que debemos introducir en este contexto. Se llama Kw, y te indica la cantidad de H+ y OH- que se producen en la autoionización.
Puedes encontrar más información en Autoionización del agua.
Sabemos que el agua es una molécula muy interesante y con propiedades únicas. Una de estas propiedades es la autoionización. ¿Qué significa esto? Simplemente significa que el agua puede reaccionar consigo misma para formar iones H+ y OH-. Como el agua es una sustancia anfótera, uno de ellos actuará como base y el otro como ácido.
¡Recuerda que H3O+ y H+ son términos intercambiables en las disoluciones acuosas!
¿Qué son las disoluciones tampón?
Las disoluciones tampón están compuestas por un ácido débil + su base conjugada, o por una base débil + su ácido conjugado. Una disolución tampón es capaz de mitigar el cambio de pH, después de añadir ácidos o bases.
Cuando te enfrentas a las disoluciones tampón, la ecuación de Handerson-Hasselbach es tu herramienta para resolver todo.
Pero, no te preocupes por ello ahora, tenemos toda una serie de artículos sobre las disoluciones tampones para que los leas.
¿Sabías que las disoluciones tampones se utilizan en las piscinas para mantener alejados algunos tipos de bacterias y mantener el pH en torno a 7,5? Sin la adición de tampones, el pH de las piscinas cambiaría y provocaría problemas:
- Si el pH es demasiado ácido, dañaría nuestros ojos y provocaría corrosión.
- Si el pH es demasiado básico, las algas empezarían a crecer.
Por esto, las piscinas tienen una alta concentración de ácido débil, cuya base conjugada actúa como tampón para mantener el agua de la piscina en un pH neutro.
¿Qué son las valoraciones ácido-base?
Las valoraciones químicas son uno de esos temas que seguirás viendo a lo largo de tu viaje por la química. Al realizar las prácticas en el laboratorio de química, probablemente tendrás que realizar un análisis volumétrico, o una valoración, al menos una o dos veces para encontrar la concentración de una disolución desconocida, utilizando una disolución de concentración conocida.
Una valoración es un proceso químico que se utiliza para determinar la concentración de una disolución desconocida añadiendo lentamente un reactivo de concentración conocida.
En las valoraciones, solemos utilizar un indicador como la fenolftaleína que cambia el color de la disolución de incoloro a rosa cuando no quedan reactivos en la disolución. Este punto se conoce como el punto de equivalencia. En este punto, podemos utilizar la Estequiometría para calcular la concentración de la disolución desconocida (también llamada analito). Cuando la disolución cambie repentinamente de color, se habrá alcanzado el punto final de la valoración.
- Los indicadores son sustancias que se utilizan para indicar cuándo se producen cambios en el pH.
- El punto final es el punto en el que el indicador cambia el color de la disolución.
Descubre más en Tipos de valoraciones ácido-base.
Ya debes estar más familiarizado con los fundamentos de la química ácido-base. No te detengas ahora, ¡ya lo tienes!
Reacciones Ácido-base - Puntos clave
Los ácidos y las bases pueden definirse de diferentes maneras: los ácidos de Arrhenius producen iones H+ en H2O y las bases de Arrhenius producen iones OH- en H2O.
Los ácidos de Bronsted-Lowry son donantes de protones, mientras que las bases de Bronsted-Lowry son aceptantes de protones.
Los ácidos de Lewis son aceptores de electrones, mientras que las bases de Lewis ceden electrones.
Un ácido conjugado es una base que ganó un protón H+. Una base conjugada es un ácido que ha perdido un protón H+.
Las reacciones ácido-base son reacciones químicas reversibles que se producen entre un ácido y una base. Los productos que se forman en las reacciones ácido-base son la sal y el agua.
Las valoraciones se utilizan para determinar la concentración de una disolución desconocida, añadiendo lentamente un reactivo de concentración conocida.
Referencias:
Descripción del curso y del examen de Química AP, en vigor en otoño de 2020. (n.d.). Recuperado el 8 de abril de 2022, de https://apcentral.collegeboard.org/pdf/ap-chemistry-course-and-exam-description.pdf?course=ap-chemistry.
Malone, L. J., Dolter, T. O., & Gentemann, S. (2013). Conceptos básicos de química (8ª ed.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons.
Swanson, J. W. (2020). Everything you need to Ace Chemistry in one big fat notebook. Workman Pub.
The Princeton Review: Cracking the AP Chemistry exam, 2020. (2019). Nueva York, NY: Penguin Random House.
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