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Reacción ácido-base

Vídeo de la reacción entre el ácido clorhídrico gaseoso y el amoníaco (base), que forma cloruro de amonio blanco. En química , una reacción ácido-base es una reacción química qu...

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Vídeo de la reacción entre el ácido clorhídrico gaseoso y el amoníaco (base), que forma cloruro de amonio blanco.

En química , una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Se puede utilizar para determinar el pH mediante titulación . Diversos marcos teóricos ofrecen concepciones alternativas de los mecanismos de reacción y su aplicación en la resolución de problemas relacionados; estos se denominan teorías ácido-base, por ejemplo, la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry .

Su importancia se hace evidente al analizar reacciones ácido-base para especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser menos evidente. El primero de estos conceptos fue aportado por el químico francés Antoine Lavoisier , alrededor de 1776. [ 1 ]

Es importante considerar los modelos de reacción ácido-base como teorías que se complementan entre sí. [ 2 ] Por ejemplo, el modelo actual de Lewis 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 la teoría de Arrhenius la más restrictiva. La teoría de Arrhenius describe un ácido como una sustancia que aumenta la concentración de iones hidrógeno (H 3 O + o H + ) en una solución. Una base es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidróxido (OH - ) en una solución. Sin embargo, la definición de Arrhenius solo se aplica a sustancias que están en agua.

definiciones ácido-base

Desarrollo histórico

El concepto de reacción ácido-base fue propuesto por primera vez en 1754 por Guillaume-François Rouelle , quien introdujo la palabra " base " en química para referirse a una sustancia que reacciona con un ácido para darle forma sólida (como una sal). Las bases suelen ser de naturaleza amarga. [ 3 ]

La teoría del oxígeno de Lavoisier sobre los ácidos

El primer concepto científico de ácidos y bases fue proporcionado por Lavoisier alrededor de 1776. Dado que el conocimiento de Lavoisier sobre ácidos fuertes se limitaba principalmente a los oxoácidos , como el HNO₃ ( ácido nítrico ) y el H₂SO₄ ( ácido sulfúrico ) , que tienden a contener átomos centrales en altos estados de oxidación rodeados de oxígeno, y dado que no conocía la verdadera composición de los ácidos hidrácidos ( HF , HCl , HBr y HI ), definió los ácidos en términos de su contenido de oxígeno , que de hecho nombró a partir de palabras griegas que significan "formador de ácido" ( del griego ὀξύς (oxys) ' ácido, agudo ' y γεινομαι (geinomai) ' engendrar ' ). La definición de Lavoisier se mantuvo vigente durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y las posteriores conferencias de Sir Humphry Davy , en las que demostró la ausencia de oxígeno en el sulfuro de hidrógeno ( H₂S ) , el telururo de hidrógeno ( H₂Te ) y los ácidos hidrácidos . Sin embargo, Davy no logró desarrollar una nueva teoría, concluyendo que «la acidez no depende de ninguna sustancia elemental en particular, sino de una disposición peculiar de varias sustancias». [ 4 ] Una modificación notable de la teoría del oxígeno fue aportada por Jöns Jacob Berzelius , quien afirmó que los ácidos son óxidos de no metales, mientras que las bases son óxidos de metales.  

La teoría del hidrógeno de Liebig sobre los ácidos

En 1838, Justus von Liebig propuso que un ácido es un compuesto que contiene hidrógeno, cuyo hidrógeno puede ser reemplazado por un metal. [ 5 ] [ 6 ] [ 7 ] Esta redefinición se basó en su extenso trabajo sobre la composición química de los ácidos orgánicos , completando el cambio doctrinal de ácidos basados ​​en oxígeno a ácidos basados ​​en hidrógeno iniciado por Davy. La definición de Liebig, aunque completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años hasta la adopción de la definición de Arrhenius. [ 8 ]

Definición de Arrhenius

Svante Arrhenius

La primera definición moderna de ácidos y bases en términos moleculares fue ideada por Svante Arrhenius . [ 9 ] [ 10 ] Una teoría del hidrógeno de los ácidos, surgió de su trabajo de 1884 con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que estableció la presencia de iones en solución acuosa y llevó a que Arrhenius recibiera el Premio Nobel de Química en 1903.

Según la definición de Arrhenius:

  • Un ácido de Arrhenius es una sustancia que se ioniza en agua para formar cationes de hidrógeno ( H + ); [ 11 ] 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 ( H₃O⁺ ) . [ nota 1 ] Por lo tanto, en la actualidad, el símbolo H⁺ se interpreta como una abreviatura de H₃O⁺ , ya que ahora se sabe que un protón desnudo no existe como especie libre en solución acuosa. [ 14 ] Esta es la especie que se mide con indicadores de pH para determinar la acidez o basicidad de una solución.

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

Las definiciones de acidez y alcalinidad de Arrhenius se limitan 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 disolvente. Según esta definición, el H₂SO₄ puro y el HCl disueltos en tolueno no son ácidos, y el NaOH fundido y las soluciones de amiduro de calcio en amoníaco líquido no son alcalinos. Esto condujo al desarrollo de la teoría de Brønsted-Lowry y, posteriormente, de la teoría de Lewis para explicar estas excepciones en soluciones no acuosas . [ 15 ]

La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización . Los productos de esta reacción son una sal y agua. ácido + base ⟶ sal + agua{\displaystyle {\text{ácido}}\ +\ {\text{base}}\ \longrightarrow \ {\text{sal}}\ +\ {\text{agua}}}

En esta representación tradicional, una reacción de neutralización ácido-base se formula como una reacción de doble desplazamiento . Por ejemplo, la reacción del 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(aq)+NaOH(aq)⟶NaCl(aq)+H2O{\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}}

El modificador ( aq ) en esta ecuación fue deducido por Arrhenius, en lugar de incluirse explícitamente. Indica que las sustancias están disueltas en agua. Si bien las tres sustancias, HCl, NaOH y NaCl, pueden existir como compuestos puros, en soluciones acuosas se disocian completamente en los iones hidratados H + , Cl− , Na + y OH− .

Ejemplo: Levadura en polvo

El polvo para hornear se usa para que la masa de panes y pasteles "suba" al crear millones de pequeñas burbujas de dióxido de carbono . No debe confundirse con el bicarbonato de sodio ( NaHCO₃ ). El polvo para hornear es una mezcla de bicarbonato de sodio y sales ácidas. Las burbujas se crean porque, al combinarse con agua, el bicarbonato de sodio y las sales ácidas reaccionan para producir dióxido de carbono gaseoso .

Ya sea que se prepare comercialmente o en casa, los principios que rigen las formulaciones de levadura en polvo siguen siendo los mismos. La reacción ácido-base se puede representar genéricamente como se muestra: [ 16 ]

NaHCO3+H+⟶N / A++CO2+H2O{\displaystyle {\ce {NaHCO3 + H+ -> Na+ + CO2 + H2O}}}

Las reacciones reales son más complicadas porque los ácidos son complicados. Por ejemplo, partiendo de bicarbonato de sodio y fosfato monocálcico ( Ca (H₂PO₄ ) ₂ ) , la reacción produce dióxido de carbono con la siguiente estequiometría : [ 17 ]

14NaHCO3+5California(H2correos4)2⟶14CO2+California5(correos4)3OH+7N / A2HPO4+13H2O{\displaystyle {\ce {14 NaHCO3 + 5 Ca(H2PO4)2 -> 14 CO2 + Ca5(PO4)3OH + 7 Na2HPO4 + 13 H2O}}}

El fosfato monocálcico ("MCP") es un componente ácido común en los polvos para hornear de uso doméstico.

Una formulación típica (en peso) podría requerir un 30 % de bicarbonato de sodio, entre un 5 % y un 12 % de fosfato monocálcico y entre un 21 % y un 26 % de sulfato de aluminio y sodio . Alternativamente, un polvo de hornear comercial podría usar pirofosfato ácido de sodio como uno de los dos componentes ácidos en lugar de sulfato de aluminio y sodio. Otro ácido típico en dichas formulaciones es el crémor tártaro ( KC₄H₅O₆ ) , un derivado del ácido tartárico . [ 17 ]

Definición de Brønsted-Lowry

La definición de Brønsted-Lowry, formulada en 1923, independientemente por Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Martin Lowry en Inglaterra, [ 18 ] [ 19 ] 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" cationes de hidrógeno ( H + ) – también conocidos como protones – a las bases, que los "aceptan". [ 20 ] [ nota 2 ]  

Una reacción ácido-base consiste, por lo tanto, en la eliminación de un protón del ácido y su adición a la base. [ 21 ] La eliminación de un protón de un ácido produce su base conjugada , que es el ácido al que se le ha quitado un protón. La recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado , que es la base al que se le ha añadido un protón.

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 , producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base. [ 11 ] [ 20 ] En este enfoque, los ácidos y las bases son fundamentalmente diferentes en comportamiento de las sales, que se consideran electrolitos, sujetos a las teorías de Debye , Onsager y otros. Un ácido y una base reaccionan no para producir una sal y un disolvente, sino para formar un nuevo ácido y una nueva base. El concepto de neutralización está, por lo tanto, ausente. [ 4 ] El comportamiento ácido-base de Brønsted-Lowry es formalmente independiente de cualquier disolvente, lo que lo hace más completo que el modelo de Arrhenius. El cálculo del pH bajo el modelo de Arrhenius dependía de los álcalis (bases) disueltos en agua ( solución acuosa ). El modelo de Brønsted-Lowry amplió lo que se podía medir mediante el pH utilizando soluciones insolubles y solubles (gas, líquido, sólido).

La fórmula general para las reacciones ácido-base según la definición de Brønsted-Lowry es: JA+B⟶BH++A−{\displaystyle {\ce {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 solución acuosa sería el siguiente: HClácido + H2Obase↽−−⇀H3O+conjugado ácido  +Cl−conjugadobase{\displaystyle {\underset {\text{ácido}}{{\ce {HCl_{\,}}}}}\ +\ {\underset {\text{base}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {{\text{conjugado }} \atop {\text{ácido }}}{{\ce {H3O+}}}}\ +{\underset {{\text{conjugado}} \atop {\text{base}}}{{\ce {Cl_{\,}-}}}}}

La eliminación de H + del HCl produce el ion cloruro, Cl− , la base conjugada del ácido. La adición de H + al H2O ( que actúa como base) forma el ion hidronio , H3O + , 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 : H2O+H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}

Esta ecuación se muestra en la siguiente imagen:

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

Como ejemplo de cómo el agua actúa como un ácido, consideremos una solución acuosa de piridina , C 5 H 5 N . do5H5norte+H2O↽−−⇀[do5H5NUEVA HAMPSHIRE]++OH−{\displaystyle {\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}}

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

En el modelo de Brønsted-Lowry, el disolvente no tiene por qué ser necesariamente agua, como sí lo requiere el modelo ácido-base de Arrhenius . Por ejemplo, consideremos qué ocurre cuando el ácido acético , CH₃COOH , se disuelve en amoníaco líquido . CH3COOH+NUEVA HAMPSHIRE3↽−−⇀NUEVA HAMPSHIRE4++CH3ARRULLO−{\displaystyle {\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}}

Se elimina un ion H + del ácido acético, formando su base conjugada, el ion acetato , CH3COO− . La adición de un ion H + a una molécula de amoníaco del disolvente crea su ácido conjugado, el ion amonio , NH4 + .

El modelo de Brønsted-Lowry denomina ácidos a las sustancias que contienen hidrógeno (como el HCl ). Por lo tanto, algunas sustancias que muchos químicos consideraban ácidos, como el SO₃ o el BCl₃ , quedan excluidas de esta clasificación debido a la 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 restringir el término agente oxidante a las sustancias que contienen oxígeno ». [ 4 ] Además, el KOH y el KNH₂ no se consideran bases de Brønsted, sino sales que contienen las bases OH⁻ y NH₂⁻ .

Definición de Lewis

El requisito 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, [ 22 ] el mismo año que Brønsted-Lowry, pero no la desarrolló hasta 1938. [ 4 ] En 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 ( ácido de Lewis ) como un compuesto que puede recibir este par de electrones. [ 23 ]

Por ejemplo, el trifluoruro de boro , BF₃ , 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 tanto, BF3+F−⟶BF4−{\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}} es una reacción típica de ácido de Lewis, base de Lewis. Todos los compuestos de elementos del grupo 13 con fórmula AX 3 pueden comportarse como ácidos de Lewis. De manera similar, los compuestos de elementos del grupo 15 con 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 , mostrado simbólicamente como ←, entre los átomos A (aceptor) y D (donador). 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 2 S , 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. [ 23 ] La reacción [Agricultura(H2O)4]++2NUEVA HAMPSHIRE3⟶[Agricultura(NUEVA HAMPSHIRE3)2]++4H2O{\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}} Puede considerarse una reacción ácido-base en la que una base más fuerte (amoniaco) reemplaza a una más débil (agua).

Las definiciones de Lewis y Brønsted-Lowry son consistentes entre sí ya que la reacción H++OH−↽−−⇀H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}} En ambas teorías se trata de una reacción ácido-base.

Definición de sistema solvente

Una de las limitaciones de la definición de Arrhenius es su dependencia de las soluciones acuosas. 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 F. O. Germann , trabajando con fosgeno líquido , COCl2 , formuló la teoría basada en disolventes en 1925, generalizando así la definición de Arrhenius para abarcar disolventes apróticos. [ 24 ]

Germann señaló que en muchas soluciones existen iones en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente:

Por ejemplo, el agua y el amoníaco experimentan dicha disociación en hidronio e hidróxido , y amonio y amida , respectivamente: 2H2O↽−−⇀H3O++OH−2NUEVA HAMPSHIRE3↽−−⇀NUEVA HAMPSHIRE4++NUEVA HAMPSHIRE2−{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{aligned}}}

Algunos sistemas apróticos también experimentan dicha disociación, como el tetróxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato , [ nota 3 ] el tricloruro de antimonio en dicloroantimonio y tetracloroantimonato, y el fosgeno en clorocarboxonio y cloruro : norte2O4↽−−⇀NO++NO3−2SbCl3↽−−⇀SbCl2++SbCl4−COCl2↽−−⇀COCl++Cl−{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{alineado}}}

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

Así, en amoníaco líquido, el KNH₂ (que aporta NH₄⁺ ) es una base fuerte, y el NH₄NO₃ (que aporta NH₄⁺ ) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido ( SO₂ ), los compuestos tionílicos (que aportan SO₄²⁺ ) se comportan como ácidos, y los sulfitos (que aportan SO₄²⁻ ) se comportan como bases.

Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua: 2NaNH2base+Zn(NUEVA HAMPSHIRE2)2anfifílicoamida⟶N / A2[Zn(NUEVA HAMPSHIRE2)4]2NUEVA HAMPSHIRE4Iácido + Zn(NUEVA HAMPSHIRE2)2⟶[Zn(NUEVA HAMPSHIRE3)4]I2{\displaystyle {\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{amphiphilic}} \atop {\text{amide}}}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{acid}}{{\ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}}

El ácido nítrico puede ser una base en el ácido sulfúrico líquido: HNO3base+2H2ENTONCES4⟶NO2++H3O++2HSO4−{\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}} La singularidad de esta definición se manifiesta al describir las reacciones en disolventes apróticos; por ejemplo , en N₂O₄ líquido :

AgNO3base+NOCl ácido⟶norte2O4solvente+AgCl sal{\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {AgNO3}}}}+{\underset {\text{acid}}{{\ce {NOCl_{\ }}}}}\longrightarrow {\underset {\text{solvent}}{{\ce {N2O4}}}}+{\underset {\text{salt}}{{\ce {AgCl_{\ }}}}}}

Dado que la definición de sistema solvente depende tanto del soluto como del solvente mismo, un soluto particular puede ser un ácido o una base según la elección del solvente: el HClO₄ es 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 considerado tanto una fortaleza como una debilidad, ya que se ha observado que algunas sustancias (como el SO₃ y el NH₃ ) son ácidas o básicas por sí mismas. Por otro lado, la teoría del sistema solvente ha sido criticada por ser demasiado general para ser útil. Además, se ha pensado que existe algo intrínsecamente ácido en los compuestos de hidrógeno, una propiedad que no comparten las sales de solvonio no hidrogenadas. [ 4 ]

Definición de Lux-Inundación

Esta teoría ácido-base fue un resurgimiento de la teoría del oxígeno de ácidos y bases propuesta por el químico alemán Hermann Lux [ 27 ] [ 28 ] en 1939, mejorada posteriormente por Håkon Flood hacia 1947 [ 29 ] y todavía se utiliza en la geoquímica moderna y la electroquímica de sales fundidas . Esta definición describe un ácido como un aceptor de iones óxido ( O 2− ) y una base como un donador de iones óxido. Por ejemplo: [ 30 ](base)(ácido)MgO+CO2⟶MgCO3CaO+SiO2⟶CaSiO3NO3−+S2O72−⟶NO2++2ENTONCES42−{\displaystyle {\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}}

Esta teoría también es útil en la sistematización de las reacciones de los compuestos de gases nobles , especialmente los óxidos, fluoruros y oxofluoruros de xenón. [ 31 ]

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 incluso más general que la teoría de Lewis. [ 4 ] La teoría de Usanovich se puede resumir definiendo un ácido como cualquier sustancia 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: (base)(ácido)N / A2O+ENTONCES3⟶2N / A++ ENTONCES42−(especies intercambiadas: O2−anión)3(NUEVA HAMPSHIRE4)2S+Sb2S5⟶6NUEVA HAMPSHIRE4++ 2SbS43−(especies intercambiadas: 3S2− aniones)2N / A+Cl2⟶2N / A++ 2Cl−(especies intercambiadas: 2 electrones){\displaystyle {\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}}

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 . [ 32 ] Posteriormente , Robert Parr lo cuantificó en 1984. [ 33 ] [ 34 ] El término «duro» se aplica a especies pequeñas, con estados de carga elevados y baja polarizabilidad. El término «blando» se aplica a especies grandes, con estados de carga bajos y alta polarizabilidad. Los ácidos y las bases interactúan, y las interacciones más estables son duro-duro y blando-blando. Esta teoría se ha utilizado 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 sus propios E B y C B . Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostáticas y covalentes a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. La ecuación es −ΔH=miAmiB+doAdoB+W{\displaystyle -\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W}

El término W representa una contribución energética constante para la reacción ácido-base, como la ruptura de un ácido o base dimérico. La ecuación predice la inversión de las fuerzas de ácidos y bases. Las representaciones gráficas de la ecuación muestran que no existe un orden único de fuerzas de bases de Lewis ni de fuerzas de ácidos de Lewis. [ 35 ]

Equilibrio ácido-base

La reacción de un ácido fuerte con una base fuerte es esencialmente una reacción cuantitativa. Por ejemplo, HCl(aq)+N / A(OH)(aq)⟶H2O+NaCl(aq){\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ Na(OH)_{(aq)}-> H2O + NaCl_{(aq)}}}}

En esta reacción, tanto los iones sodio como cloruro son espectadores, ya que se trata de una reacción de neutralización. H++OH−⟶H2O{\displaystyle {\ce {H+ + OH- -> H2O}}} 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 tampón. 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 fosfato de hidrógeno, HPO 2− 4 . AH+HPO42−↽−−⇀A−+H2correos4−{\displaystyle {\ce {AH + HPO4^2- <=> A- + H2PO4-}}}

La constante de equilibrio para esta reacción se puede derivar de las constantes de disociación ácida de la adenina y del ion dihidrogenofosfato. [A−][H+]=Ka1[AH][HPO42−][H+]=Ka2[H2correos4−]{\displaystyle {\begin{aligned}\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a1}{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\\[4pt]\left[{\ce {HPO4^2-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a2}\left[{\ce {H2PO4-}}\right]\end{aligned}}}

La notación [X] significa "concentración de X". Al combinar estas dos ecuaciones eliminando la concentración de iones de hidrógeno, se obtiene una expresión para la constante de equilibrio, K.[A−][H2correos4−]=K[AH][HPO42−];K=Ka1Ka2{\displaystyle \left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H2PO4-}}\right]=K{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\!\left[{\ce {HPO4^2-}}\right];\quad K={\frac {K_{a1}}{K_{a2}}}}

Reacción ácido-álcali

Una reacción ácido-álcali es un caso especial de 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 a

OH(aq)−+H(aq)+⟶H2O{\displaystyle {\ce {OH_{(aq)}- + H+_{(aq)}-> H2O}}}

omitiendo los iones espectadores .

Los ácidos son , en general , sustancias puras que contienen cationes de hidrógeno ( H + ) o que provocan su producción en disoluciones. El ácido clorhídrico ( HCl ) y el ácido sulfúrico ( H₂SO₄ ) son ejemplos comunes. En agua, estos se disocian en iones:

HCl⟶H(aq)++Cl(aq)−H2ENTONCES4⟶H(aq)++HSO4(aq)−{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {HCl}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ Cl_{(aq)}-}}\\[4pt]{\ce {H2SO4}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ HSO4_{\,(aq)}-}}\end{aligned}}}

El álcali se descompone en agua, produciendo iones hidróxido disueltos:

NaOH⟶N / A(aq)++OH(aq)−{\displaystyle {\ce {NaOH -> Na^+_{(aq)}{}+ OH_{(aq)}-}}}.

Véase también

Notas

  1. ↑ Las recomendaciones más recientes de la IUPAC sugieren ahora que se utilice el término más reciente "hidronio" [ 12 ] en lugar del término más antiguo aceptado "oxonio" [ 13 ] para ilustrar con mayor claridad los mecanismos de reacción, como los definidos en las definiciones de Brønsted-Lowry y del sistema de disolventes, mientras que la definición de Arrhenius sirve como un esquema general simple del carácter ácido-base. [ 11 ]
  2. ↑ "La eliminación y adición de un protón del núcleo de un átomo no ocurre ; requeriría mucha más energía que la que interviene en la disociación de los ácidos." 
  3. ↑ El N₂O₄ puro noexperimenta dicha disolución. Sin embargo, se vuelve conductor de electricidad cuando se mezcla con un compuesto polarizado, lo que se cree que corresponde al establecimiento de dicho equilibrio . [ 26 ]

Referencias

  1. ↑ Miessler & Tarr 1991 , p. 166 – La tabla de descubrimientos atribuye a Antoine Lavoisier ser el primero en postular una teoría científica en relación con los oxoácidos . 
  2. ↑ Paik, Seoung-Hey (2015). "Understanding the Relationship Among Arrhenius, Brønsted–Lowry, and Lewis Theories". Journal of Chemical Education . 92 (9): 1484– 1489. Bibcode : 2015JChEd..92.1484P . doi : 10.1021/ed500891w .
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Fuentes

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