14.1: Los ácidos y bases de Brønsted-Lowry
Habilidades para desarrollar
- Identificar los ácidos, las bases y pares ácido-base conjugados de acuerdo con la definición de Brønsted-Lowry
- Escribir ecuaciones para reacciones de ionización de los ácidos y bases.
- Usar el constante de producto iónico para el agua para calcular las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido
- Describir el comportamiento de ácido-base de las sustancias anfibróticas.
Los ácidos y las bases se han sido conocidos por mucho tiempo. Cuando Robert Boyle los caracterizó en 1680, observó que los ácidos disuelven muchas sustancias, cambian el color de ciertos tintes naturales (por ejemplo, cambian el tornasol de azul a rojo) y pierden estas propiedades características después de entrar en contacto con los álcalis (bases). En el siglo XVIII, se reconoció que los ácidos tienen un sabor agrio, reaccionan con la piedra caliza para soltar una sustancia gaseosa (ahora conocida como el CO 2 ) e interactúan con los álcalis para formar sustancias neutras. En 1815, Humphry Davy contribuyó en gran medida al desarrollo del concepto de ácido-base moderno al demostrar que el hidrógeno es un componente esencial de los ácidos. Por esa misma época, Joseph Louis Gay-Lussac concluyó que los ácidos son sustancias que pueden neutralizar las bases y que estas dos clases de sustancias solo pueden definirse entre sí. La importancia del hidrógeno se enfatizó en 1884 cuando Svante Arrhenius definió un ácido como un compuesto que se disuelve en el agua para producir cationes de hidrógeno (ahora conocido como los iones de hidronio) y una base como un compuesto que se disuelve en el agua para producir los aniones de hidróxido.
En un capítulo anterior sobre las reacciones químicas, definimos los ácidos y las bases como lo hizo Arrhenius: identificamos un ácido como un compuesto que se disuelve en el agua para producir los iones de hidronio (H 3 O + ) y una base como un compuesto que se disuelve en el agua para producir los iones de hidróxido (\(\ce{OH-}\)). Esta definición no es incorrecta, es simplemente limitada.simply limited.
En un capítulo posterior, extendimos la definición de un ácido o una base usando la definición más general propuesta en 1923 por el químico danés Johannes Brønsted y el químico inglés Thomas Lowry. Sus definiciones se centran en el protón, \(\ce{H^+}\). Un protón es lo que queda cuando un átomo de hidrógeno normal, \(\ce{^1_1H}\), pierde un electrón. Un compuesto que dona un protón a otro compuesto se llama un ácido Brønsted-Lowry, y un compuesto que acepta un protón se llama una base Brønsted-Lowry. Una reacción ácido-base es la transferencia de un protón de un donante de protones (ácido) a un aceptor de protones (base). En un capítulo posterior de este texto, presentaremos el modelo más general de comportamiento de ácido-base presentado por el químico estadounidense G. N. Lewis.
Los ácidos pueden ser compuestos como HCl o H 2 SO 4 , ácidos orgánicos como el ácido acético (\(\ce{CH_3COOH}\)) o un ácido ascórbico (vitamina C) o H 2 O. Los aniones (como \(\ce{HSO_4^-}\), \(\ce{H_2PO_4^-}\), \(\ce{HS^-}\) y \(\ce{HCO_3^-}\)) y los cationes (como \(\ce{H_3O^+}\), \(\ce{NH_4^+}\) y \(\ce{[Al(H_2O)_6]^{3+}}\)) también pueden actuar como ácidos. Las bases se dividen en las mismas tres categorías. Las bases pueden ser moléculas neutras (como \(\ce{H_2O}\), \(\ce{NH_3}\) y \(\ce{CH_3NH_2}\)), los aniones (como \(\ce{OH^-}\), \(\ce{HS^-}\), \(\ce{HCO_3^-}\), \(\ce{CO_3^{2-}}\), \(\ce{F^-}\), y \(\ce{PO_4^{3-}}\)), o los cationes (como \(\ce{[Al(H_2O)_5OH]^{2+}}\)). Las bases más familiares son compuestos iónicos como \(\ce{NaOH}\) y \(\ce{Ca(OH)_2}\), que contienen el ion de hidróxido, \(\ce{OH^-}\). El ion de hidróxido en estos compuestos acepta un protón de los ácidos para formar el agua:
\[\ce{H^+ + OH^- \rightarrow H_2O} \label{14.11}\]
Llamamos al producto que queda después de que un ácido dona un protón, la base conjugada del ácido. Esta especie es una base porque puede aceptar un protón (para volver a formar el ácido):
\[\text{acid} \rightleftharpoons \text{proton} + \text{conjugate base}\label{14.12a}\]
\[\ce{HF \rightleftharpoons H^+ + F^-} \label{14.12b}\]
\[\ce{H_2SO_4 \rightleftharpoons H^+ + HSO_4^{−}}\label{14.12c}\]
\[\ce{H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-}\label{14.12d}\]
\[\ce{HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{2−}}\label{14.12e}\]
\[\ce{NH_4^+ \rightleftharpoons H^+ + NH_3} \label{14.12f}\]
Llamamos al producto que resulta cuando una base acepta un protón, el ácido conjugado de la base. Esta especie es un ácido porque puede ceder un protón (y así volver a formar la base):
\[\text{base} + \text{proton} \rightleftharpoons \text{conjugate acid} \label{14.13a}\]
\[\ce{OH^- +H^+ \rightleftharpoons H2O}\label{14.13b}\]
\[\ce{H_2O + H^+ \rightleftharpoons H3O+}\label{14.13c}\]
\[\ce{NH_3 +H^+ \rightleftharpoons NH4+}\label{14.13d}\]
\[\ce{S^{2-} +H^+ \rightleftharpoons HS-}\label{14.13e}\]
\[\ce{CO_3^{2-} +H^+ \rightleftharpoons HCO3-}\label{14.13f}\]
\[\ce{F^- +H^+ \rightleftharpoons HF} \label{14.13g}\]
En estos dos conjuntos de ecuaciones, los comportamientos de los ácidos como donantes de protones y las bases como aceptores de protones se representan de forma aislada. En realidad, todas las reacciones de ácido-base involucran la transferencia de protones entre los ácidos y las bases. Por ejemplo, considere la reacción de ácido-base que ocurre cuando el amoniaco se disuelve en el agua. Una molécula de agua (que funciona como un ácido) transfiere un protón a una molécula de amoníaco (que funciona como una base), produciendo la base conjugada del agua, \(\ce{OH^-}\), y el ácido conjugado del amoníaco, \(\ce{NH4+}\):
La reacción entre un ácido de Brønsted-Lowry y el agua se llama la ionización ácida. Por ejemplo, cuando el fluoruro de hidrógeno se disuelve en el agua e ioniza, los protones se transfieren de las moléculas de fluoruro de hidrógeno a las moléculas de agua, produciendo los iones de hidronio e los iones de fluoruro:
Cuando agregamos una base al agua, se produce una reacción de ionización base en la cual los protones se transfieren de las moléculas de agua a las moléculas base. Por ejemplo, agregando la piridina al agua produce los iones de hidróxido e los iones de piridinio:
Observe que ambas reacciones de ionización se representan como procesos de equilibrio. El grado relativo en el que se producen estas reacciones de ionización de ácido y base es un tema importante discutido en una sección posterior de este capítulo. En los párrafos anteriores vimos que el agua puede funcionar como un ácido o como una base, dependiendo de la naturaleza del soluto disuelto en ella. De hecho, en agua pura o en cualquier solución acuosa, el agua actúa como un ácido y como una base. Una fracción muy pequeña de moléculas de agua donan protones a otras moléculas de agua para formar los iones de hidronio e los iones de hidróxido:
Este tipo de reacción, en la que una sustancia se ioniza cuando una molécula de la sustancia reacciona con otra molécula de la misma sustancia, se llama autoionización . El agua pura experimenta la autoionización en un grado muy leve. Solo alrededor de dos de cada \(10^9\) moléculas en una muestra de agua pura se ionizan a 25 °C. El constante de equilibrio para la ionización del agua se llama el constante del producto iónico para el agua (K w ):
\[\ce{H_2O}_{(l)}+\ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}_{(aq)}+\ce{OH^-}_{(aq)}\;\;\; K_\ce{w}=\ce{[H_3O^+][OH^- ]} \label{14.14}\]
La ionización ligera del agua pura se refleja en el pequeño valor del constante de equilibrio; a 25 °C, K w tiene un valor de \(1.0\times10^{-14}\). El proceso es endotérmico, por eso el grado de ionización y las concentraciones resultantes del ion de hidronio e el ion e dhidróxido aumentan con la temperatura. Por ejemplo, a 100 °C, el valor de \(K_\ce{w}\) es aproximadamente \(5.1 \times10^{-13}\), aproximadamente 50 veces más grande que el valor a 25 °C.
Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Las concentraciones de iones en agua pura
¿Cuáles son las concentración de los iones de hidronio y los iones de hidróxido en el agua pura a 25 °C?
Solución
La autoionización del agua produce el mismo número de iones de hidronio e de hidróxido. Por lo tanto, en el agua pura, \(\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]}\). A 25 °C:
\[K_\ce{w}=\ce{[H_3O^+][OH^- ]}=\ce{[H_3O^+]^2}=\ce{[OH^- ]^2}=1.0 \times 10^{−14}\]
Entonces:
\[\ce{[H_3O^+]}=\ce{[OH^- ]}=\sqrt{1.0 \times 10^{−14}} =1.0 \times 10^{−7}\; M\]
La concentración de los iones de hidronio y la concentración de los iones de hidróxido son iguales, y encontramos que ambas son iguales \(1.0 \times 10^{−7}\; M\).
Ejercicio \(\PageIndex{1}\)
El producto iónico del agua a 80 °C es \(2.4 \times 10^{−13}\). ¿Cuáles son las concentraciones de los iones de hidronio e de hidróxido en el agua pura a 80 °C?
- Respuesta:
-
\(\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]} = 4.9 \times 10^{−7}\; M\)
Es importante darse cuenta de que el equilibrio de la autoionización para el agua se establece en todas las soluciones acuosas. Agregando un ácido o una base al agua no cambiará la posición del equilibrio. El ejemplo 14.12 demuestra los aspectos cuantitativos de esta relación entre las concentraciones de los iones de hidronio e de hidróxido.
Ejemplo \(\PageIndex{2}\): La proporcionalidad inversa de \(\ce{[H_3O^+]}\) y \(\ce{[OH^- ]}\)
La proporcionalidad inversa de [H 3 O + ] y [OH - ]: Una solución de dióxido de carbono en el agua tiene una concentración de iones hidronio de \(2,0\veces10^{-6}\;M\). ¿Cuál es la concentración de los iones de hidróxido a 25 °C?
Solución
Sabemos que el valor del constante del producto iónico para el agua a 25 °C:
\[\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}_{(aq)} + \ce{OH^-}_{(aq)}\]
\[K_\ce{w}=\ce{[H3O+][OH^- ]}=1.0 \times 10^{−14}\]
Así, podemos calcular la concentración del equilibrio faltante.
La reordenación de la expresión K w nos dice que \([\ce{OH^-}]\) es directamente proporcional al inverso de [H 3 O + ]:
\[[\ce{OH^- }]=\dfrac{K_{\ce w}}{[\ce{H_3O^+}]}=\dfrac{1.0 \times 10^{−14}}{2.0 \times 10^{−6}}=5.0 \times 10^{−9}\]
La concentración de los iones de hidróxido en el agua se reduce a \(5.0 \veces10^{- 9}\:M\) a medida que la concentración de los iones de hidrógeno aumenta a \(2.0 \veces10^{-6}\;M\). Esto se espera del principio de Le Chatelier; la reacción de autoionización se desplaza hacia la izquierda para reducir el estrés del aumento de la concentración de iones hidronio y la \(\ce{[OH^-]}\) se reduce en relación con la del agua pura.
Una verificación de estas concentraciones confirma que nuestra aritmética es correcta:
\[\begin{align*} K_\ce{w} &=\ce{[H_3O^+][OH^- ]} \\[5pt] &=(2.0 \times 10^{−6})(5.0 \times 10^{−9})\\[5pt] &=1.0 \times 10^{−14} \end{align*}\]
Ejercicio \(\PageIndex{2}\)
¿Cuál es la concentración de los iones hidronio en una solución acuosa con una concentración de iones de hidróxido de 0.001 M a 25 °C?
- Respuesta
-
\[\ce{[H3O+]} = 1 \times 10^{−11} M\]
Las especies anfibróticas
Como el agua, muchas moléculas e iones pueden ganar o perder un protón en las condiciones adecuadas. Estas especies son anfibróticas. Otro término usado para describir tales especies es anfótero, que es un término más general para una especie que puede actuar como un ácido o una base por cualquier definición (no solo la de Brønsted-Lowry). Considere, por ejemplo, el ion de bicarbonato, que puede donar o aceptar un protón como se muestra aquí:
\[\ce{HCO^-}_{3(aq)} + \ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{CO^{2-}}_{3(aq)} + \ce{H_3O^+}_{(aq)} \label{14.15a}\]
\[ \ce{HCO^-}_{3(aq)} + \ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_2CO}_{3(aq)} + \ce{OH^-}_{(aq)} \label{14.15b}\]
Ejemplo \(\PageIndex{3}\): El comportamiento ácido-base de una sustancia anfótera
Escriba ecuaciones separadas que representan la reacción de \(\ce{HSO3-}\)
- como un ácido con \(\ce{OH^-}\)
- como una base con HI
Solución
- \(\ce{HSO3-}(aq)+ \ce{OH^-}(aq)\rightleftharpoons \ce{SO3^2-}(aq)+ \ce{H_2O}_{(l)} \)
- \(\ce{HSO3-}(aq)+\ce{HI}(aq)\rightleftharpoons \ce{H2SO3}(aq)+\ce{I-}(aq)\)
Ejercicio \(\PageIndex{3}\)
Escriba ecuaciones separadas que representan la reacción de \(\ce{H2PO4-}\)
- como una base con HBr
- como un ácido con \(\ce{OH^-}\)
- Respuesta a
-
\(\ce{H2PO4-}(aq)+\ce{HBr}(aq)\rightleftharpoons \ce{H3PO4}(aq)+\ce{Br-}(aq)\)
- Respuesta b
-
\(\ce{H2PO4-}(aq)+\ce{OH^-} (aq)\rightleftharpoons \ce{HPO4^2-}(aq)+ \ce{H_2O}_{(l)} \)
Resumen
Un compuesto que puede donar un protón (un ion de hidrógeno) a otro compuesto se llama un ácido Brønsted-Lowry. El compuesto que acepta el protón se llama una base Brønsted-Lowry. La especie que queda después de que un ácido de Brønsted-Lowry ha perdido un protón es la base conjugada del ácido. La especie formada cuando una base Brønsted-Lowry gana un protón es el ácido conjugado de la base. En consecuencia, se produce una reacción de ácido-base cuando se transfiere un protón de un ácido a una base, con la formación de la base conjugada del ácido reactivo y la formación del ácido conjugado de la base reactiva. Las especies anfibróticas pueden actuar como donantes de protones y aceptores de protones. El agua es la especie anfibrótica más importante. Puede formar tanto el ion hidronio, H 3 O + como el ion hidróxido, \(\ce{OH^-}\) cuando se experimenta la autoionización:
\[\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}(aq)+\ce{OH^-} (aq)\]
El producto iónico del agua, K w , es el constante de equilibrio para la reacción de autoionización:
Ecuaciones Clave
- \[K_{\ce w} = \ce{[H3O+][OH^- ]} = 1.0 \times 10^{−14}\textrm{ (at 25 °C)}\]
Glosario
- ionización ácida
- reacción que involucra la transferencia de un protón de un ácido al agua, produciendo los iones de hidronio y la base conjugada del ácido
- anfibrótico
- especies que pueden ganar o perder un protón en una reacción
- anfótero
- especies que pueden actuar como un ácido o como una base
- autoionización
- reacción entre especies idénticas que producen productos iónicos; para el agua, esta reacción involucra la transferencia de protones para producir iones hidronio e hidróxido
- ionización de una base
- reacción que involucra la transferencia de un protón del agua a una base, produciendo los iones de hidróxido y el ácido conjugado de la base
- Ácido Brønsted-Lowry
- donante de protones
- Base Brønsted-Lowry
- aceptor de protones
- ácido conjugado
- sustancia formada cuando una base gana un protón
- base conjugada
- sustancia formada cuando un ácido pierde un protón
- constante de producto iónico para el agua (K w)
- constante de equilibrio para la autoionización del agua
Contribuyentes
-
Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
-
Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.