Ácidos y bases

Antes de definirlos, observa cómo se comportan en la vida cotidiana y en el laboratorio. Estas propiedades macroscópicas fueron las primeras pistas para clasificarlos.

Ácidos:

• Tienen sabor agrio (por eso el limón, el vinagre y el camu camu son ácidos).
• Son corrosivos para la piel y atacan a metales activos como el zinc o el magnesio, liberando hidrógeno gaseoso. Por ejemplo, el ácido clorhídrico reacciona con zinc:
  $\mathrm{Zn(s) + 2HCl(ac) \rightarrow ZnCl_2(ac) + H_2(g)}$.
• Descomponen carbonatos y bicarbonatos liberando dióxido de carbono. Si echas unas gotas de limón sobre una concha de caracol (carbonato de calcio), observarás burbujas de $\mathrm{CO_2}$:
  $\mathrm{2HCl(ac) + CaCO_3(s) \rightarrow CaCl_2(ac) + H_2O(l) + CO_2(g)}$.
• Colorean de rojo el papel tornasol azul.
• En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica porque se ionizan.

Bases (también llamadas álcalis):

• Tienen sabor amargo (el té, la leche de magnesia) y son resbalosas o jabonosas al tacto (el jabón, los detergentes).
• Disuelven grasas, por eso se usan en limpieza.
• Colorean de azul el papel tornasol rojo.
• En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica.
• Neutralizan ácidos, propiedad que aprovechan los antiácidos como la leche de magnesia ($\mathrm{Mg(OH)_2}$).

Estas propiedades nos llevan a la pregunta central: ¿qué tienen en común todos los ácidos? ¿Y todas las bases? Las tres teorías que estudiarás responden de manera progresiva.

El químico sueco Svante Arrhenius, a fines del siglo XIX, propuso la primera teoría moderna. Según su teoría de la disociación electrolítica:

• Un ácido es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia liberando iones hidrógeno, $\mathrm{H^+}$.
• Una base es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia liberando iones hidróxido, $\mathrm{OH^-}$.

Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno ($\mathrm{HCl}$) es un ácido porque en agua se ioniza:

$$\mathrm{HCl(ac) \rightarrow H^+(ac) + Cl^-(ac)}$$

El ácido sulfúrico ($\mathrm{H_2SO_4}$) libera dos protones por molécula: es un ácido diprótico. El ácido fosfórico ($\mathrm{H_3PO_4}$) libera tres: es triprótico. El $\mathrm{HCl}$ es monoprótico.

Del lado de las bases, el hidróxido de sodio ($\mathrm{NaOH}$) se disocia:

$$\mathrm{NaOH(ac) \rightarrow Na^+(ac) + OH^-(ac)}$$

Es una base monohidroxilada. El hidróxido de calcio, $\mathrm{Ca(OH)_2}$, es dihidroxilado porque libera dos $\mathrm{OH^-}$. Los hidróxidos metálicos, en general, son bases de Arrhenius.

Un matiz importante: no toda sustancia que contiene oxígeno e hidrógeno es una base de Arrhenius. Los alcoholes, como el etanol ($\mathrm{C_2H_5OH}$), tienen grupo $\mathrm{OH}$, pero en agua no liberan $\mathrm{OH^-}$ porque el enlace carbono-oxígeno es covalente y no se disocia. Por eso, no son bases según Arrhenius. Asimismo, el ácido bórico ($\mathrm{H_3BO_3}$, también escrito $\mathrm{B(OH)_3}$) es un ácido, aunque en su fórmula aparezcan grupos OH; en agua no libera $\mathrm{OH^-}$, sino que acepta $\mathrm{OH^-}$ o libera $\mathrm{H^+}$ de otra manera.

Limitaciones de Arrhenius:

• Restringe el comportamiento ácido-base al agua como solvente.
• No explica por qué el amoniaco ($\mathrm{NH_3}$) es básico si no tiene $\mathrm{OH^-}$ en su fórmula, ni por qué el $\mathrm{CO_2}$ disuelto en agua produce acidez.

Estas limitaciones motivaron una teoría más general.

En 1923, el danés Brønsted y el inglés Lowry propusieron independientemente una teoría más amplia, centrada en la transferencia de un protón ($\mathrm{H^+}$) de una sustancia a otra. A la reacción se le llama reacción de protólisis.

• Un ácido es una sustancia (molecular o iónica) que dona un protón.
• Una base es una sustancia (molecular o iónica) que acepta un protón.

Observa la reacción entre cloruro de hidrógeno y agua:

$$\mathrm{HCl(ac) + H_2O(l) \rightarrow H_3O^+(ac) + Cl^-(ac)}$$

El $\mathrm{HCl}$ dona un protón al agua: es el ácido. El agua acepta el protón: actúa como base. El ion $\mathrm{H_3O^+}$ se llama ion hidronio y es el responsable de la acidez en disolución acuosa.

Ahora, el amoniaco en agua:

$$\mathrm{NH_3(ac) + H_2O(l) \leftrightarrows NH_4^+(ac) + OH^-(ac)}$$

El agua dona un protón al amoniaco: el agua actúa como ácido, y el amoniaco acepta el protón: actúa como base. El amoniaco no tiene $\mathrm{OH^-}$, pero sí un par de electrones libres sobre el nitrógeno, por lo que puede aceptar $\mathrm{H^+}$. Esta teoría resuelve la limitación de Arrhenius.

Pares conjugados: En toda reacción ácido-base de Brønsted-Lowry, los productos forman un nuevo ácido y una nueva base. El ácido, al donar un protón, se convierte en una base conjugada; la base, al aceptarlo, se convierte en un ácido conjugado. En la reacción anterior:

$$\mathrm{NH_3 + H_2O \leftrightarrows NH_4^+ + OH^-}$$

• $\mathrm{NH_3}$ (base) → $\mathrm{NH_4^+}$ (ácido conjugado)
• $\mathrm{H_2O}$ (ácido) → $\mathrm{OH^-}$ (base conjugada)

Un ácido y su base conjugada, o una base y su ácido conjugado, forman un par conjugado. Por ejemplo, $\mathrm{HCl / Cl^-}$, $\mathrm{NH_4^+ / NH_3}$, $\mathrm{H_2CO_3 / HCO_3^-}$.

Sustancias anfóteras: El agua es anfótera: puede actuar como ácido o como base según con quién reaccione. También lo son el ion bicarbonato ($\mathrm{HCO_3^-}$) y muchas moléculas con hidrógeno y pares libres.

También en 1923, Gilbert N. Lewis propuso una teoría aún más general, que no exige la presencia de protones. Se basa en la transferencia de un par de electrones:

• Un ácido de Lewis es una sustancia que acepta un par de electrones.
• Una base de Lewis es una sustancia que dona un par de electrones.

Cuando una base de Lewis dona su par a un ácido de Lewis, se forma un enlace covalente dativo o coordinado: un enlace en el que ambos electrones provienen de un solo átomo.

Ejemplos:

• El protón $\mathrm{H^+}$ es un ácido de Lewis porque tiene orbital vacío y puede aceptar un par. El amoniaco ($\mathrm{NH_3}$) es una base de Lewis porque el nitrógeno tiene un par libre. Al reaccionar, se forma $\mathrm{NH_4^+}$, con un enlace dativo N→H.
• El trifluoruro de boro ($\mathrm{BF_3}$) es un ácido de Lewis porque el boro tiene solo seis electrones de valencia y puede aceptar un par. El ion fluoruro ($\mathrm{F^-}$) es una base de Lewis porque tiene pares libres. La reacción $\mathrm{BF_3 + F^- \rightarrow BF_4^-}$ forma un enlace dativo B→F.
• Muchos cationes metálicos, como $\mathrm{Al^{3+}}$ o $\mathrm{Fe^{3+}}$, son ácidos de Lewis porque pueden aceptar pares de electrones de ligandos.

Esta teoría explica el comportamiento de sustancias como el $\mathrm{CO_2}$ (ácido de Lewis en algunas reacciones) y de compuestos sin hidrógeno. También unifica los conceptos: toda base de Brønsted es una base de Lewis (porque acepta $\mathrm{H^+}$ donando un par), pero no todo ácido de Lewis es un ácido de Brønsted (por ejemplo, $\mathrm{BF_3}$).

Nicotina y fosfina como bases de Lewis: La nicotina ($\mathrm{C_{10}H_{14}N_2}$) tiene dos átomos de nitrógeno, cada uno con un par de electrones no compartido. Por lo tanto, es una base de Lewis y puede formar dos enlaces dativos al aceptar dos protones o al unirse a otros ácidos de Lewis. Es una base nitrogenada, como el amoniaco y las aminas.

La fosfina ($\mathrm{PH_3}$) es análoga al amoniaco: el fósforo tiene un par libre, por lo que puede donar ese par a un protón del agua, actuando como base de Brønsted y de Lewis. Aunque es una base muy débil, su estructura le confiere ese carácter.

No todos los ácidos y bases se ionizan en la misma proporción. En disolución acuosa, se clasifican en fuertes y débiles según si su ionización es completa o parcial.

• Ácido o base fuerte: se ioniza completamente en agua. Por ejemplo, $\mathrm{HCl}$ en agua se separa prácticamente al 100 % en $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{Cl^-}$. Como hay muchos iones, la disolución conduce muy bien la corriente.
• Ácido o base débil: se ioniza parcialmente, estableciendo un equilibrio entre las moléculas sin ionizar y los iones. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico ($\mathrm{HF}$) se ioniza solo en una pequeña fracción:
  $$\mathrm{HF(ac) + H_2O(l) \leftrightarrows H_3O^+(ac) + F^-(ac)}$$
  En el equilibrio coexisten moléculas de $\mathrm{HF}$ con iones $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{F^-}$. Por eso, su conductividad es baja.

Ácidos fuertes comunes (memorízalos, son muy evaluados):

• $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$: hidrácidos binarios fuertes.
• $\mathrm{HNO_3}$: ácido nítrico.
• $\mathrm{H_2SO_4}$: ácido sulfúrico (fuerte en su primera ionización).
• $\mathrm{HClO_4}$: ácido perclórico.

Bases fuertes comunes:

• Hidróxidos de metales alcalinos: $\mathrm{NaOH}$, $\mathrm{KOH}$.
• Hidróxidos de metales alcalinotérreos pesados: $\mathrm{Ca(OH)_2}$, $\mathrm{Ba(OH)_2}$ (solubles y fuertes).

Ácidos débiles comunes:

• $\mathrm{HF}$, $\mathrm{HCN}$, $\mathrm{H_2CO_3}$, $\mathrm{CH_3COOH}$ (ácido acético, vinagre), $\mathrm{H_2S}$.
• Muchos ácidos orgánicos (cítrico, tartárico, etc.).

Bases débiles comunes:

• Amoniaco ($\mathrm{NH_3}$) y aminas (derivados orgánicos del amoniaco).
• Hidruros no metálicos con pares libres, como $\mathrm{PH_3}$.
• Aniones como $\mathrm{CO_3^{2-}}$, $\mathrm{HCO_3^-}$, $\mathrm{CN^-}$.

Constantes de acidez y basicidad: Para los débiles, la ionización es reversible y se puede escribir una constante de equilibrio. Para un ácido débil genérico $\mathrm{HA}$:

$$\mathrm{HA(ac) \leftrightarrows H^+(ac) + A^-(ac)} \quad K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$$

Cuanto mayor es $K_a$, más fuerte es el ácido (más se ioniza). Análogamente, $K_b$ para bases débiles: mayor $K_b$ implica base más fuerte. La fuerza de un ácido y su base conjugada son inversas: si un ácido es fuerte (como $\mathrm{HCl}$), su base conjugada ($\mathrm{Cl^-}$) es muy débil; si un ácido es débil (como $\mathrm{HCN}$), su base conjugada ($\mathrm{CN^-}$) es relativamente fuerte.

No confundas fuerza con concentración: un ácido fuerte diluido puede tener pocos iones $\mathrm{H^+}$ porque hay poca cantidad de soluto, pero cada molécula se ioniza por completo. Un ácido débil concentrado puede tener más $\mathrm{H^+}$ en términos absolutos, pero solo una fracción de sus moléculas está ionizada.

El agua pura es un electrolito extremadamente débil: conduce la corriente de forma casi imperceptible. Esto se debe a que unas pocas moléculas de agua transfieren un protón entre sí:

$$\mathrm{H_2O(l) + H_2O(l) \leftrightarrows H_3O^+(ac) + OH^-(ac)}$$

O, en forma simplificada:

$$\mathrm{H_2O(l) \leftrightarrows H^+(ac) + OH^-(ac)}$$

A este proceso se le llama autoionización del agua. La constante de equilibrio correspondiente se conoce como producto iónico del agua, $K_w$:

$$K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}]$$

A 25 °C, $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. En agua pura, las concentraciones de $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{OH^-}$ son iguales:

$$[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1,0 \times 10^{-7} \, \mathrm{M}$$

Por eso decimos que el agua pura es neutra.

Clasificación de disoluciones acuosas a 25 °C:

• Ácida: $[\mathrm{H^+}] > [\mathrm{OH^-}]$, es decir, $[\mathrm{H^+}] > 10^{-7} \, \mathrm{M}$.
• Neutra: $[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 10^{-7} \, \mathrm{M}$.
• Básica: $[\mathrm{H^+}] < [\mathrm{OH^-}]$, es decir, $[\mathrm{OH^-}] > 10^{-7} \, \mathrm{M}$.

Para expresar la acidez de forma cómoda, el químico danés Sørensen introdujo el pH:

$$\mathrm{pH} = -\log [\mathrm{H^+}]$$

Análogamente, el pOH:

$$\mathrm{pOH} = -\log [\mathrm{OH^-}]$$

A 25 °C, se cumple:

$$\mathrm{pH + pOH} = 14$$

Así, una solución con $[\mathrm{H^+}] = 10^{-2} \, \mathrm{M}$ tiene pH 2 (ácida), y una con $[\mathrm{OH^-}] = 10^{-2} \, \mathrm{M}$ tiene pOH 2 y pH 12 (básica). El pH de la sangre, por ejemplo, es ligeramente básico (7,35–7,45); el jugo de limón tiene pH alrededor de 2,2–2,4.

No profundizaremos aquí en cálculos logarítmicos avanzados; el siguiente tema los desarrollará a fondo. Pero sí usaremos estas definiciones para resolver un problema de neutralización con exceso.

Una de las reacciones más importantes de los ácidos y las bases es la neutralización, en la que un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua:

$$\mathrm{HCl(ac) + NaOH(ac) \rightarrow NaCl(ac) + H_2O(l)}$$

La reacción esencial es la combinación de los iones $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{OH^-}$ para formar agua:

$$\mathrm{H^+(ac) + OH^-(ac) \rightarrow H_2O(l)}$$

La sal ($\mathrm{NaCl}$) permanece disuelta como iones $\mathrm{Na^+}$ y $\mathrm{Cl^-}$.

Neutralización con carbonatos y bicarbonatos: Los ácidos también reaccionan con carbonatos y bicarbonatos formando agua, dióxido de carbono y una sal. En la panificación, el bicarbonato de sodio reacciona con un ácido presente en la masa (por ejemplo, ácido láctico o tartárico) y el $\mathrm{CO_2}$ producido hace que la masa se eleve. Para el bicarbonato de sodio con ácido clorhídrico:

$$\mathrm{NaHCO_3(ac) + HCl(ac) \rightarrow NaCl(ac) + H_2O(l) + CO_2(g)}$$

En esta reacción, el ion bicarbonato ($\mathrm{HCO_3^-}$) actúa como base: acepta un protón del ácido para formar ácido carbónico ($\mathrm{H_2CO_3}$), que es inestable y se descompone en agua y dióxido de carbono:

$$\mathrm{HCO_3^- + H^+ \rightarrow H_2CO_3 \rightarrow H_2O + CO_2}$$

Es una reacción ácido-base, no redox: el carbono en $\mathrm{HCO_3^-}$ tiene número de oxidación +4 y en $\mathrm{CO_2}$ también +4. No hay transferencia de electrones.

Estequiometría de neutralización: Para neutralizar completamente un ácido con una base, el número de moles de $\mathrm{H^+}$ debe igualar al número de moles de $\mathrm{OH^-}$. Si un reactivo está en exceso, quedará sin reaccionar y determinará el carácter ácido o básico de la solución final.

Ejemplo de cálculo: mezcla de KOH y HCl. Los pasos son:

1. Calcular moles de cada reactivo: $n = M \times V$ (volumen en litros).
2. Comparar los moles de $\mathrm{OH^-}$ y $\mathrm{H^+}$ disponibles.
3. Restar para hallar el exceso del ion que sobra.
4. Dividir el exceso entre el volumen total para obtener la concentración final.
5. Calcular pOH (si sobra $\mathrm{OH^-}$) o pH (si sobra $\mathrm{H^+}$).

Este procedimiento se desarrolla en el ejemplo resuelto 4.

El agua que consumimos en las ciudades peruanas proviene de ríos, lagos o aguas subterráneas y no es apta para beber directamente: contiene partículas en suspensión, microorganismos patógenos y otras impurezas. La potabilización es el conjunto de procesos que la transforma en agua segura para el consumo humano. Aunque es un tema de química aplicada, está muy ligado a los ácidos y las bases, y ha sido preguntado reiteradamente en el examen.

Las etapas típicas de una planta de potabilización son:

1. Captación (o represamiento): El agua se desvía de su canal natural mediante bocatomas y se represa. Es la etapa inicial de recolección.
2. Sedimentación: El agua reposa en grandes tanques para que, por acción de la gravedad, las partículas más densas (arenas, arcillas) se asienten en el fondo. Aquí se separan sólidos por densidad.
3. Floculación / coagulación: Las partículas coloidales son demasiado pequeñas para sedimentar por gravedad. Se añaden agentes químicos coagulantes, como sulfato de aluminio hidratado ($\mathrm{Al_2(SO_4)_3 \cdot 14H_2O}$) o sulfato ferroso hidratado ($\mathrm{FeSO_4 \cdot 7H_2O}$). Estos iones ( $\mathrm{Al^{3+}}$, $\mathrm{Fe^{2+}/Fe^{3+}}$ ) forman hidróxidos gelatinosos que atrapan las partículas coloidales y las agrupan en flóculos más grandes y pesados.
4. Filtración: El agua pasa por lechos de arena, grava y carbón activado. Se retienen las partículas en suspensión que no sedimentaron, incluyendo los flóculos.
5. Desinfección: Se añade cloro gaseoso ($\mathrm{Cl_2}$) o hipoclorito. El cloro reacciona con el agua:

$$\mathrm{Cl_2(g) + H_2O(l) \leftrightarrows HOCl(ac) + H^+(ac) + Cl^-(ac)}$$

El ácido hipocloroso ($\mathrm{HOCl}$) es un potente desinfectante que destruye microorganismos patógenos. Esta reacción también muestra un ácido ($\mathrm{HOCl}$) y un protón, lo que conecta con el tema.

Objetivo: El fin no es eliminar todos los iones (el agua potable contiene sales disueltas beneficiosas) ni eliminar todos los microorganismos (se reduce a niveles seguros), sino hacerla apta para el consumo humano.

Tu sangre debe mantener un pH muy estable, entre 7,35 y 7,45. Si cayera por debajo de 7,0 o subiera por encima de 7,8, la vida correría peligro. ¿Cómo logra el organismo ese control tan fino? Mediante soluciones amortiguadoras (también llamadas tampones o buffers).

Una solución amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones apreciables. Su función es resistir cambios de pH cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido o base.

El amortiguador más importante de la sangre es el par ácido carbónico / ion bicarbonato ($\mathrm{H_2CO_3 / HCO_3^-}$). El dióxido de carbono producido por la respiración celular se transporta en el plasma y reacciona con el agua:

$$\mathrm{CO_2(g) + H_2O(l) \rightarrow H_2CO_3(ac)}$$

El ácido carbónico es un ácido débil y se ioniza parcialmente:

$$\mathrm{H_2CO_3(ac) \leftrightarrows H^+(ac) + HCO_3^-(ac)}$$

En la sangre, hay una concentración significativa de $\mathrm{H_2CO_3}$ (ácido) y de $\mathrm{HCO_3^-}$ (base conjugada). Si entra un ácido al torrente sanguíneo, el ion bicarbonato lo neutraliza:

$$\mathrm{H^+ + HCO_3^- \rightarrow H_2CO_3}$$

Si entra una base, el ácido carbónico dona un protón:

$$\mathrm{OH^- + H_2CO_3 \rightarrow H_2O + HCO_3^-}$$

Así, el pH se mantiene casi constante. Este equilibrio también está regulado por los pulmones (eliminando $\mathrm{CO_2}$) y los riñones (eliminando o reteniendo $\mathrm{HCO_3^-}$).