14.1: Ácidos y bases de Brønsted-Lowry

Objetivos de aprendizaje

• Identificar ácidos, bases y pares de ácido-base conjugados según la definición de Brønsted-Lowry
• Escribir ecuaciones para reacciones de ionización de ácidos y bases
• Utilice la constante ión-producto para el agua para calcular las concentraciones de iones hidronio e hidróxido
• Describir el comportamiento ácido-base de sustancias anfipróticas

Los ácidos y bases se conocen desde hace mucho tiempo. Cuando Robert Boyle los caracterizó en 1680, señaló 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 liberar una sustancia gaseosa (ahora conocida por ser CO ₂), e interactúan con los álcalis para formar sustancias neutras. En 1815, Humphry Davy contribuyó en gran medida al desarrollo del concepto ácido-base moderno al demostrar que el hidrógeno es el constituyente esencial de los ácidos. Alrededor de 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 en términos de la otra. La importancia del hidrógeno se volvió a enfatizar en 1884 cuando Svante Arrhenius definió un ácido como un compuesto que se disuelve en agua para producir cationes de hidrógeno (ahora reconocidos como iones hidronio) y una base como un compuesto que se disuelve en agua para producir aniones hidróxido.

En un capítulo anterior sobre reacciones químicas, definimos ácidos y bases como lo hizo Arrhenius: Identificamos un ácido como un compuesto que se disuelve en agua para producir iones hidronio (H ₃ O ⁺) y una base como compuesto que se disuelve en agua para producir iones hidróxido (\(\ce{OH-}\)). Esta definición no está equivocada; es simplemente limitada.

Posteriormente, ampliamos la definición de un ácido o una base utilizando la definición más general propuesta en 1923 por el químico danés Johannes Brønsted y el químico inglés Thomas Lowry. Su definición se centra 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 ácido de Brønsted-Lowry, y un compuesto que acepta un protón se llama base de 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 ácido-base introducido por el químico estadounidense G. N. Lewis.

Los ácidos pueden ser compuestos tales como HCl o H ₂ SO ₄, ácidos orgánicos como ácido acético (\(\ce{CH_3COOH}\)) o ácido ascórbico (vitamina C), o H ₂ O. Aniones (tales como\(\ce{HSO_4^-}\)\(\ce{H_2PO_4^-}\),\(\ce{HS^-}\), y\(\ce{HCO_3^-}\)) y cationes (tales como\(\ce{H_3O^+}\),\(\ce{NH_4^+}\), y\(\ce{[Al(H_2O)_6]^{3+}}\)) pueden también actúan como ácidos. Las bases caen dentro de las mismas tres categorías. Las bases pueden ser moléculas neutras (tales como\(\ce{H_2O}\)\(\ce{NH_3}\), y\(\ce{CH_3NH_2}\)), aniones (como\(\ce{OH^-}\)\(\ce{HS^-}\),\(\ce{HCO_3^-}\),\(\ce{CO_3^{2−}}\),\(\ce{F^-}\), y\(\ce{PO_4^{3−}}\)), o cationes (como\(\ce{[Al(H_2O)_5OH]^{2+}}\)). Las bases más familiares son los compuestos iónicos tales como\(\ce{NaOH}\) y\(\ce{Ca(OH)_2}\), que contienen el ion hidróxido,\(\ce{OH^-}\). El ion hidróxido en estos compuestos acepta un protón de ácidos para formar 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 renunciar a 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 ácido-base implican la transferencia de protones entre ácidos y bases. Por ejemplo, considere la reacción ácido-base que tiene lugar cuando el amoníaco se disuelve en agua. Una molécula de agua (que funciona como un ácido) transfiere un protón a una molécula de amoníaco (que funciona como base), produciendo la base conjugada del agua\(\ce{OH^-}\), y el ácido conjugado del amoníaco,\(\ce{NH4+}\):

 

Esta cifra tiene tres partes en dos filas. En la primera fila se muestran dos diagramas de pares ácido-base. A la izquierda, se muestra un modelo de relleno de espacio del subíndice H 2 O con un átomo de O rojo en el centro y dos átomos H blancos más pequeños unidos en forma doblada. Por encima de este modelo está la etiqueta “H subíndice 2 O (ácido)” en púrpura. Una flecha apunta a la derecha, que está etiquetada como “Eliminar H superíndice plus”. A la derecha se encuentra otro modelo de relleno de espacio con un solo átomo O rojo al que se une un solo átomo H blanco más pequeño. La etiqueta en púrpura por encima de este modelo dice, “O H superíndice negativo (base conjugada)”. Por encima de estos dos modelos rojo y blanco hay un corchete que apunta hacia arriba que está etiquetado como “Par ácido-base conjugado”. A la derecha hay un modelo de relleno de espacio con un átomo central de N azul al que se unen tres átomos H blancos más pequeños en una disposición piramidal triangular. Una etiqueta en verde arriba dice “N H subíndice 3 (base)”. Una flecha etiquetada como “Añadir H superíndice más” apunta a la derecha. A la derecha de la flecha hay otro modelo de relleno espacial con un átomo de N central azul y cuatro átomos H blancos más pequeños en una disposición tetraédrica. La etiqueta verde anterior dice “N H subíndice 3 superíndice más (ácido conjugado)”. Por encima de estos dos modelos azul y blanco hay un corchete que apunta hacia arriba que está etiquetado como “Par ácido-base conjugado”. La segunda fila de la figura muestra la reacción química, el subíndice H 2 O (l) se muestra en púrpura, y se etiqueta a continuación en púrpura como “ácido”, más el subíndice N H 3 (a q) en verde, etiquetado a continuación en verde como “base”, seguido de una flecha de doble cara y O H superíndice negativo (a q) en púrpura, etiquetado en púrpura como “base conjugada”, más N H subíndice 4 superíndice más (a q)” en verde, que se etiqueta en verde como “ácido conjugado”. El ácido del lado izquierdo de la ecuación está conectado a la base conjugada de la derecha con una línea púrpura. De igual manera, la base de la izquierda está conectada al ácido conjugado en el lado derecho.

La reacción entre un ácido de Brønsted-Lowry y el agua se llama ionización ácida. Por ejemplo, cuando el fluoruro de hidrógeno se disuelve en agua e ioniza, los protones se transfieren de moléculas de fluoruro de hidrógeno a moléculas de agua, produciendo iones hidronio e iones fluoruro:

 

Esta cifra tiene dos filas. En ambas filas se muestra una reacción química. En la primera, se proporcionan fórmulas estructurales. En este modelo, en púrpura, un átomo de H está conectado a un átomo F con un enlace sencillo. El átomo F tiene pares de puntos electrónicos en la parte superior, derecha e inferior. A esto le sigue un signo más, que es seguido en verde por un átomo de O que tiene átomos de H unidos por separado arriba y hacia la derecha. El átomo de O tiene pares de puntos de electrones en sus lados izquierdo e inferior. Sigue una flecha doble. A la derecha, entre paréntesis se encuentra una estructura con un átomo O central en verde, con átomos de H verdes unidos individualmente arriba y hacia la derecha. Un par de puntos de electrones verdes están en el lado inferior del átomo de O. A la izquierda del átomo de O verde, un átomo de H púrpura está unido por separado. Esto es seguido por un signo más y un átomo F en púrpura con pares de puntos electrónicos arriba, derecha, abajo y hacia la izquierda. Este átomo también tiene un signo negativo superíndice. La reacción se escribe en forma simbólica a continuación. H F se etiqueta en púrpura a continuación como “Subíndice ácido 1". A esto le sigue el subíndice más H 2 O, que se etiqueta en verde a continuación como “Subíndice base 2". Sigue una flecha de doble cara. A la derecha está H subíndice 3 O superíndice más, que se etiqueta en verde como abajo en como “Subíndice ácido 2". Esto es seguido por más y F rodeados por 4 pares de puntos y superíndice negativo. La siguiente etiqueta en púrpura dice, “Subíndice base 1”. A la derecha de las reacciones está la fórmula, K subíndice a es igual a corchete izquierdo H subíndice 3 O superíndice más corchete derecho F superíndice negativo corchete derecho todo sobre corchete izquierdo H F corchete derecho.

Cuando agregamos una base al agua, se produce una reacción de ionización de base en la que los protones se transfieren de moléculas de agua a moléculas base. Por ejemplo, la adición de piridina al agua produce iones hidróxido e iones piridinio:

Observe que ambas reacciones de ionización se representan como procesos de equilibrio. El grado relativo de estas reacciones de ionización de ácidos y bases es un tema importante tratado en una sección posterior de este capítulo. En los párrafos anteriores vimos que el agua puede funcionar ya sea 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 tanto como ácido como base. Una fracción muy pequeña de moléculas de agua dona protones a otras moléculas de agua para formar iones hidronio e iones hidróxido:

 

Esta cifra tiene dos filas. En ambas filas se muestra una reacción química. En la primera, se proporcionan fórmulas estructurales. En este modelo, en púrpura, el átomo de O que tiene átomos de H unidos por separado arriba y hacia la derecha. El átomo de O tiene pares de puntos de electrones en sus lados izquierdo e inferior. A esto le sigue un signo más, que es seguido en verde por un átomo de O que tiene átomos de H unidos individualmente arriba y hacia la derecha. El átomo de O tiene pares de puntos de electrones en sus lados izquierdo e inferior. Sigue una flecha doble. A la derecha, entre paréntesis se encuentra una estructura con un átomo O central en verde, con átomos de H verdes unidos individualmente arriba y hacia la derecha. Un par de puntos de electrones verdes están en el lado inferior del átomo de O. A la izquierda del átomo de O verde, un átomo de H púrpura está unido por separado. Fuera de los corchetes a la derecha hay un superíndice más. Esto es seguido por un signo más y un átomo de O en púrpura con pares de puntos electrónicos arriba, izquierda y abajo. Un átomo de H está unido por separado a la derecha. Este átomo tiene un signo negativo superíndice. La reacción se escribe en forma simbólica a continuación. El subíndice H 2 O se etiqueta en púrpura a continuación como “Subíndice ácido 1". A esto le sigue el subíndice más H 2 O, que se etiqueta en verde a continuación como “Subíndice base 2". Sigue una flecha de doble cara. A la derecha está H subíndice 3 O superíndice más, que se etiqueta en verde como abajo en como “Subíndice ácido 2". Esto es seguido por más y O con pares de puntos arriba, abajo, y a la izquierda con una H unida individualmente a la derecha con un superíndice negativo. La siguiente etiqueta en púrpura dice, “Subíndice base 1”.

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 denomina autoionización. El agua pura se somete a autoionización en un grado muy leve. Solo aproximadamente dos de cada\(10^9\) molécula en una muestra de agua pura se ionizan a 25 °C. La constante de equilibrio para la ionización del agua se denomina constante ión-producto 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 ligera ionización del agua pura se refleja en el pequeño valor de la constante de equilibrio; a 25 °C, Kw tiene un valor de\(1.0 \times 10^{−14}\). El proceso es endotérmico, por lo que el grado de ionización y las concentraciones resultantes de ion hidronio e ion hidróxido aumentan con la temperatura. Por ejemplo, a 100 °C, el valor para\(K_\ce{w}\) es aproximadamente\(5.1 \times 10^{−13}\), aproximadamente 50 veces mayor que el valor a 25 °C.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Ion Concentrations in Pure Water

¿Cuáles son la concentración de iones hidronio y la concentración de iones hidróxido en agua pura a 25 °C?

Solución

La autoionización del agua produce el mismo número de iones hidronio e hidróxido. Por lo tanto, en agua pura,\(\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]}\). A 25 °C:

\[K_\ce{w}=\ce{[H_3O^+][OH^- ]}=\ce{[H_3O^+]^2}=\ce{[OH^- ]^2}=1.0 \times 10^{−14} \nonumber \]

Entonces:

\[\ce{[H_3O^+]}=\ce{[OH^- ]}=\sqrt{1.0 \times 10^{−14}} =1.0 \times 10^{−7}\; M \nonumber \]

La concentración de iones hidronio y la concentración de iones hidróxido son las mismas, 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 iones hidronio e hidróxido en agua pura a 80 °C?

Contestar

\(\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]} = 4.9 \times 10^{−7}\; M\)

Es importante darse cuenta de que el equilibrio de autoionización para el agua se establece en todas las soluciones acuosas. Agregar un ácido o base al agua no cambiará la posición del equilibrio. El Ejemplo 14.12 demuestra los aspectos cuantitativos de esta relación entre las concentraciones de hidronio e hidróxido.

Ejemplo\(\PageIndex{2}\): The Inverse Proportionality of \(\ce{[H_3O^+]}\) and \(\ce{[OH^- ]}\)

La proporcionalidad inversa de [H ₃ O ⁺] y [OH ^-] Una solución de dióxido de carbono en agua tiene una concentración de iones hidronio de\(2.0 \times 10^{−6}\; M\). ¿Cuál es la concentración de ion hidróxido a 25 °C?

Solución

Conocemos el valor de la constante ión-producto para el agua a 25 °C:

\[\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}_{(aq)} + \ce{OH^-}_{(aq)} \nonumber \]

\[K_\ce{w}=\ce{[H3O+][OH^- ]}=1.0 \times 10^{−14} \nonumber \]

Así, podemos calcular la concentración de equilibrio faltante.

El reordenamiento de la expresión K _w produce que\([\ce{OH^- }]\) es directamente proporcional a la inversa de [H ₃ O ⁺]:

\[[\ce{OH^- }]=\dfrac{K_{\ce w}}{[\ce{H_3O^+}]}=\dfrac{1.0 \times 10^{−14}}{2.0 \times 10^{−6}}=5.0 \times 10^{−9} \nonumber \]

La concentración de iones hidróxido en agua se reduce a\(5.0 \times 10^{−9}\: M\) medida que la concentración de iones hidrógeno aumenta a\(2.0 \times 10^{−6}\; M\). 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 el\(\ce{[OH^- ]}\) se reduce en relación con la del agua pura.

Una comprobación de estas concentraciones confirma que nuestra aritmética es correcta:

\[\begin{align*} K_\ce{w} &=\ce{[H_3O^+][OH^- ]} \\[4pt] &=(2.0 \times 10^{−6})(5.0 \times 10^{−9})\\[4pt] &=1.0 \times 10^{−14} \end{align*} \nonumber \]

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

¿Cuál es la concentración de iones hidronio en una solución acuosa con una concentración de iones hidróxido de 0.001 M a 25 °C?

Contestar

\[\ce{[H3O+]} = 1 \times 10^{−11} M \nonumber \]

Especies anfipróticas

Al igual que el agua, muchas moléculas e iones pueden ganar o perder un protón en las condiciones apropiadas. Se dice que tales especies son anfipróticas. Otro término utilizado para describir tales especies es anfótero, que es un término más general para una especie que puede actuar como ácido o como base por cualquier definición (no solo la de Brønsted-Lowry). Considere por ejemplo el ion 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\(\PageIndex{3}\): The Acid-Base Behavior of an Amphoteric Substance

Escribir ecuaciones separadas que representen la reacción de\(\ce{HSO3-}\)

1. como un ácido con\(\ce{OH^-}\)
2. como base con HI

Solución

1. \(\ce{HSO3-}(aq)+ \ce{OH^-}(aq)\rightleftharpoons \ce{SO3^2-}(aq)+ \ce{H_2O}_{(l)} \)
2. \(\ce{HSO3-}(aq)+\ce{HI}(aq)\rightleftharpoons \ce{H2SO3}(aq)+\ce{I-}(aq)\)

Ejercicio\(\PageIndex{3}\)

Escribir ecuaciones separadas que representen la reacción de\(\ce{H2PO4-}\)

1. como base con HBr
2. como un ácido con\(\ce{OH^-}\)

Contestar 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 hidrógeno) a otro compuesto se llama ácido de Brønsted-Lowry. El compuesto que acepta el protón se llama base Brønsted-Lowry. La especie que queda después de que un ácido de Brønsted-Lowry haya perdido un protón es la base conjugada del ácido. La especie formada cuando una base de Brønsted-Lowry gana un protón es el ácido conjugado de la base. Así, se produce una reacción ácido-base cuando un protón se transfiere de un ácido a una base, con formación de la base conjugada del ácido reactivo y formación del ácido conjugado de la base reaccionante. Las especies anfipróticas pueden actuar como donantes de protones y aceptores de protones. El agua es la especie anfiprótica más importante. Puede formar tanto el ion hidronio, H ₃ O ⁺, como el ion hidróxido,\(\ce{OH^-}\) cuando se somete a autoionización:

\[\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}(aq)+\ce{OH^-} (aq) \nonumber \]

El producto iónico del agua, K _w es la constante de equilibrio para la reacción de autoionización:

\[K_\ce{w}=\mathrm{[H_3O^+][OH^- ]=1.0 \times 10^{−14} \; at\; 25°C} \nonumber \]

Ecuaciones Clave

• \[K_{\ce w} = \ce{[H3O+][OH^- ]} = 1.0 \times 10^{−14}\textrm{ (at 25 °C)} \nonumber \]

Glosario

ionización ácida

reacción que implica la transferencia de un protón de un ácido a agua, dando iones hidronio y la base conjugada del ácido

anfiprótico

especies que pueden ganar o perder un protón en una reacción

anfótera

especies que pueden actuar como un ácido o una base

autoionización

reacción entre especies idénticas produciendo productos iónicos; para el agua, esta reacción implica la transferencia de protones para producir iones hidronio e hidróxido

ionización de base

reacción que implica la transferencia de un protón del agua a una base, dando iones hidróxido y el ácido conjugado de la base

Ácido de Brønsted-Lowry

donador 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 ión-producto para el agua (K _w)

constante de equilibrio para la autoionización del agua