Reacción ácido-base

Una reacción ácido-base o reacción ácido-base es una reacción química durante la cual un cuerpo químico o entidad llamada " ácido " reacciona con una entidad llamada "básica" y llamada base . En el caso de disolventes próticos , en particular soluciones acuosas , hay una transferencia de uno o más iones H + del ácido a la base.

El concepto de pareja ácido-base data de 1920, ya que solo puede aparecer después de la definición común de protón . Respalda definitivamente el éxito científico de la teoría de la disociación iónica de Arrhenius , inicialmente objeto de violenta controversia contra los ionistas o partidarios de los iones, en minoría.

Un ácido se convierte en un cuerpo químico capaz de disociarse en un solvente prótico liberando iones H + ( protones , hidrones ) en solución acuosa. En realidad, los protones H + libres no están presentes en solución, sino que se unen a moléculas de agua para formar iones hidronio , el más simple de los iones oxonio , H 3 O + , más o menos solvatado. Una base es una entidad química capaz de capturar uno o más protones H + y liberar el ion hidróxido , HO - , el opuesto básico y complementario del protón o del ion hidronio ácido.

Esta visión unitaria simplemente postula un intercambio de protones entre un ácido conjugado (donante de protones) y una base conjugada (aceptor de protones). Las reservas a las propuestas formuladas en 1921 por Joannes Brønsted y Thomas Lowry , concernientes por ejemplo a cuerpos químicos singulares como el amoniaco o el trifluoruro de boro , conducen en 1923 a la teoría formulada por Gilbert Lewis , de alcance más general y más abarcador, pero basado en el intercambio de un doblete electrónico, es decir, un par de electrones en capas superficiales. Una base de Lewis renuncia a un doblete electrónico mientras que un ácido lo acepta.

Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry

Ácido en el sentido de Brønsted es cualquier especie química capaz de producir uno o más protones H + . Por ejemplo, ácido acético o etanoico con la fórmula química CH 3 CO 2H es capaz de ceder un protón H + . Por tanto, es un ácido en el sentido de Brønsted.

Un poliácido es capaz de ceder varios protones. Por ejemplo, el ácido cítrico C 6 H 8 O 7 es un triácido porque puede ceder tres protones.

Se llama base en el sentido de Brønsted a cualquier especie química capaz de capturar uno o más protones H + . Por ejemplo, el ion acetato CH 3 CO 2- es capaz de capturar un protón H + para dar ácido etanoico. Por tanto, es una base en el sentido de Brønsted.

En este marco teórico, el potencial de hidrógeno o pH es el valor negativo del logaritmo decimal de la actividad química ( a ) en iones de hidronio indicados H + o mejor H 3 O + , siendo la actividad adimensional.

{\ Displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log _ {10} (a _ {{\ ce {H +}}}) = \ log _ {10} \ left ({\ frac {1} {a _ {{\ ce {H +}}}}} \ derecha)}

La actividad química ( a ) de los iones H + corresponde a su concentración real en solución en el sentido termodinámico del término para tener en cuenta también la presencia de otros iones en solución y las interacciones electrostáticas entre iones cuando están lo suficientemente cerca. La actividad ( a ) es el producto del coeficiente de actividad ( gamma: γ ) y la concentración ( C ) expresada en mol / L.

a = γ C

a : actividad en iones H + (sin unidad, porque de hecho, la concentración ( C ) se divide por una concentración de referencia estándar tomada igual a la unidad ( C o = 1 mol / L = 1 M ) para liberarse de unidades, ver aquí ) γ : coeficiente de actividad de los iones H + (sin unidad tampoco) C : concentración de iones H + (unidad: mol / L que eliminamos dividiendo implícitamente por C o = 1 mol / L = 1 M )

Si la solución está suficientemente diluida (es decir, si los iones en la solución están lo suficientemente separados y no interactúan, o muy poco), el coeficiente de actividad ( γ ) es cercano a l La unidad y la actividad ( a ) de los iones H + pueden aproximarse razonablemente por su concentración molar ( C = [H 3 O + ]).

{\ Displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log _ {10} (C _ {{\ ce {H +}}}) = \ log _ {10} \ left ({\ frac {1} {C _ {{\ ce {H +}}}}} \ derecha)}

{\ Displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log _ {10} [\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}}]}

El pH se expresó entonces más simplemente como el valor negativo de la logaritmo decimal de la concentración molar ( C , mol / L) de los iones hidronio observado [H + ] o mejor [H 3 O + ]. El pH no tiene unidad, porque la actividad ("concentración termodinámica") de los iones H 3 O + al comienzo de la ecuación tampoco la tiene. Esta definición simplificada de pH es la más común y la más utilizada.

La razón del uso del logaritmo es menos sorprendente de lo que parece: las concentraciones de iones H 3 O + en solución varían en un gran número de órdenes de magnitud ( C = 1, 0.1, 0.01, 0.001, 0.00001, ... mol / L) y cuando sus variaciones son demasiado grandes, es imposible visualizarlos claramente todos juntos en un solo gráfico. Por lo tanto, una escala logarítmica es esencial para cualquier representación gráfica legible. Por conveniencia, también eliminamos el signo menos (-) tomando el valor negativo del logaritmo. No se deben buscar más explicaciones para la definición matemática de pH. Los cálculos de equilibrios químicos en solución acuosa también hacen un uso extensivo de logaritmos, que es otra razón para esta definición, que es menos arbitraria de lo que parece a primera vista.

En el marco de esta teoría, los ácidos son reconocibles en solución acuosa por un pH inferior a 7 y las bases por un pH superior a 7. Si la concentración es muy alta, acercándose en el fondo a un mol por litro, el pH que tiende a 0 ya no tiene un significado físico.

Los ácidos y las bases se pueden agrupar en pares de ácido / base. De hecho, un ácido que pierde un protón H + produce una especie capaz de capturar uno llamado base conjugada .

Ejemplos de

CH 3 CO 2H / CH 3 CO 2-
NH 4 + / NH 3
C 2 H 5 CO 2H / C 2 H 5 CO 2-

La reacción Ácido = Base + H + es una reacción equilibrada cuya constante de equilibrio K a se indica con frecuencia en forma logarítmica negativa ( –log 10 ( K a ) = p K a ). Cuanto mayor sea el p K a , más débil será el ácido. Un ácido fuerte es un ácido con un p K a negativo.

A veces, dependiendo de las reacciones, ciertas moléculas pueden comportarse como un ácido y una base. Estas sustancias son anfolitos . También se dice que tienen un carácter anfótero. El agua, por ejemplo, es un anfolito. De hecho, son posibles dos parejas ácido / base:

H 2 O/ HO - (p K a = 15,74 a 25 ° C )
H 3 O + / H 2 O(p K a = –1,74 a 25 ° C )

La acidez o basicidad de un anfolito se define en relación con el reactivo al que está asociado. De hecho, el agua es una base en presencia de un ácido cuando uno de los pares electrónicos del átomo de oxígeno acepta un protón. Por el contrario, si una molécula de agua cede uno de sus dos protones a una base, se comporta como un ácido.

Reacción ácido-base

Una reacción ácido-base pone en juego dos parejas ácido-base: la pareja Ácido 1 / Base 1 y la pareja Ácido 2 / Base 2 .

Una reacción ácido-base es una transformación química entre el ácido de un par y la base de otro par ácido / base, mediante un intercambio de iones H + . Para equilibrar la ecuación de la reacción que tiene lugar entre los dos pares, se establecen las medias ecuaciones asociadas a cada especie química, luego se las suma para no tener más protón H + (es decir, obtener tantos iones en el lado de reactivos y productos).

Por tanto, la ecuación completa es una combinación lineal de las dos medias ecuaciones específicas de cada par:

Ácido 1 = Base 1 + n H +
Base 2 + n H + = Ácido 2
Ácido 1 + Base 2 = Base 1 + Ácido 2 (esta ecuación se llama "ecuación de equilibrio").

Ejemplo:

Se juntan una solución ácida de cloruro de amonio (NH 4 + (aq) , Cl - (aq) ) y una solución básica de hidróxido de sodio (Na + (aq) , HO - (aq) ). A continuación, se observa un desprendimiento de gas de amoniaco NH 3 . Los iones Na + (aq) y Cl - (aq) no participan en la reacción: son iones espectadores. Por tanto, hubo una transferencia del protón del ácido NH 4 + a la base HO - . Luego escribimos:

NH 4 + = NH 3 + H + HO - + H + = H 2 O

Por lo tanto, tenemos NH 4 + (aq) + HO - (aq) ⇒ NH 3 (g) + H 2 O(l) . Es la ecuación de equilibrio de la reacción ácido-base. La posición de equilibrio depende de los valores de p K a de las parejas en cuestión. En el presente caso, p K a (H 2 O/ HO - )> p K a (NH 4 + / NH 3 ) por lo que la reacción se desplaza hacia la derecha (NH 3 es una base débil).

Algunos pares ácido-base

Todos los pares ácido-base se escriben en forma ácido / base.

Pareja ácido-base	Ácido	Basado
ion hidronio / agua	H 3 O +	H 2 O
ion agua / hidróxido	H 2 O	HO -
ácido etanodioico ( ácido oxálico ) / ion oxalato de hidrógeno	C 2 O 4 H 2	HC 2 O 4 -
hidrogenoxalato de iones / etanodioato de iones	HC 2 O 4 -	C 2 O 4 2–
ion ácido fosfórico / dihidrógeno fosfato	H 3 PO 4	H 2 PO 4 -
ión dihidrogenofosfato / ión hidrogenofosfato	H 2 PO 4 -	HPO 4 2–
ión hidrogenofosfato / ión fosfato (u ortofosfato )	HPO 4 2–	PO 4 3–
ion dióxido de carbono / hidrogenocarbonato	CO 2, H 2 O	HCO 3 -
hidrogenocarbonato de iones / carbonato de iones	HCO 3 -	CO 3 2–
ión ácido sulfúrico / sulfato de hidrógeno	H 2 SO 4	HSO 4 -
ion hidrógeno / ion sulfato	HSO 4 -	SO 4 2–
ion dióxido de azufre / sulfito de hidrógeno	SO 2 , H 2 O	HSO 3 -
hidrogenosulfito de iones / sulfito de iones	HSO 3 -	SO 3 2–
ion hidroxilamonio / hidroxilamina	NH 3 OH +	NH 2 O
ion dimetilamonio / dimetilamina	(CH 3 ) 2 NH 2 +	(CH 3 ) 2 NH
ion metilamonio / metilamina	CH 3 NH 3 +	CH 3 NH 2
ion fenol / fenolato	C 6 H 5 OH	C 6 H 5 O -
ion amonio / amoniaco	NH 4 +	NH 3
ión ácido bórico / borato	H 3 BO 3	H 2 BO 3 -
ácido hipocloroso / ion hipoclorito	HCIO	CIO -
ácido propanoico / ion propanoato	C 2 H 5 COOH	C 2 H 5 COO -
ión ácido ascórbico / ascorbato	C 6 H 8 O 6	C 6 H 7 O 6 -
ácido metanoico ( fórmico ) / ion metanoato (ion formiato )	HCOOH	HCOO -
ión ácido acetilsalicílico / acetilsalicilato	C 8 O 2 H 7 COOH	C 8 O 2 H 7 COO -
ácido nítrico ( ácido nitrogenado ) / ion nitrato	HNO 3	NO 3 -
ácido nitroso / ion nitrito	HNO 2	NO 2 -
fluoruro de hidrógeno ( ácido fluorhídrico anhidro) / ion fluoruro	HF	F -
ion ácido acético / acetato	CH 3 COOH	CH 3 COO -
ácido etanoico ( acético ) / ion etanoato (ion acetato )	CH 3 COOH (acuoso)	CH 3 COO - (aq)

Polibases y poliácidos

El ion oxalato C 2 O 4 2– y el ion fosfato (u ortofosfato) PO 4 3– , capaces de reaccionar con (resp.) Dos o tres iones H + , forman (resp.) Una dibasa o una tribasa.

De manera similar, el ácido oxálico H 2 C 2 O 4 (HOOC-COOH, ácido etanodioico) y el ácido fosfórico H 3 PO 4 , capaces de disociarse liberando (resp.) Dos o tres iones H + , forman (resp.) Un diácido o un triácido .

Estas especies químicas reaccionan mediante intercambios sucesivos de iones H + (un ion H + tras otro).

Los iones intermedios hidrogenoxalato HC 2 O 4 - , dihidrogenofosfato H 2 PO 4 - o hidrogenofosfato HPO 4 2– son, por tanto, anfóteros: son anfolitos.

Anfolitos específicos

Algunas especies químicas son anfóteras debido a su estructura molecular especial. Distinguimos por ejemplo:

el aminoácido ;
los zwitteriones (o anfiones ).

Los aminoácidos tienen al menos dos grupos funcionales , uno ácido (un grupo carboxilo ) y el otro básico (un grupo amina ).

Los iones híbridos tienen dos cargas eléctricas opuestas en dos grupos distintos o dos átomos no adyacentes. Dependiendo del pH de la solución, predomina la forma ácida o básica.

Teoría ácido-base de Lewis

Un ácido es cualquier especie que pueda aceptar un par de electrones ofrecidos por otra especie química durante una reacción. Un ácido de Lewis es un aceptor de electrones (electrófilo).

Un ácido de Lewis se caracteriza por:

una fracción de carga positiva en el átomo central (debido a la fuerte electronegatividad de los átomos vinculados a este centro);
la capacidad de aceptar un par de electrones adicional.

Ejemplos: H + , AlH 3 .

Una base es cualquier especie que tiene un par de electrones no vinculante y puede donar un par de electrones a otra especie química durante una reacción. Por tanto, una base de Lewis es un donante de electrones (nucleófilo).

Ejemplos: NH 3 (un par no vinculante), HO - (un par no vinculante).

BF 3 es un ácido de Lewis, el boro tiene una carga parcial positiva debido a la elevadísima electronegatividad de los átomos de flúor que recogen los electrones de boro hacia ellos; El NH 3 es una base porque el átomo de nitrógeno lleva un par de electrones que no se unen.

Observaciones

Un disolvente prótico puede proporcionar y / o capturar un ion H + . Luego juega el papel del ácido y / o la base. Agua, amoniaco , metanol , ácido etanoico , ácido sulfúrico , etc. , tienen este estado de disolvente aceptor prótico y donante de protones. Para cada uno de ellos, existe el equivalente del producto iónico del agua .
Un solvente como un óxido de éter (MMR) puede recoger un protón pero no producir uno. Tal solvente tiene solo una K a . Por tanto, no existe un equivalente del producto iónico del agua.
Un solvente como el benceno y el pentano no puede donar ni aceptar un protón. Por tanto, no tiene relación de naturaleza ácido-base con sus solutos .
El agua y los disolventes próticos actúan como base o como ácido, porque tienen sitios ácidos y básicos en su estructura molecular. El agua puede actuar:
- como base al acoplar un par de electrones libres del átomo de oxígeno;
- como ácido al ceder uno de sus átomos de hidrógeno en forma de ion H + .
El modelo de ácidos y bases propuesto por Brønsted es similar al propuesto por Lewis. El modelo de ácidos y bases de Lewis considera la interacción de un electrófilo ( por ejemplo, ion Cu 2+ ) y un nucleófilo ( por ejemplo, NH 3 ) para dar un complejo . La interacción ácido-base en el sentido de Brønsted puede considerarse como un caso especial de la interacción electrófilo-nucleófilo del modelo de Lewis donde el ion H + es el electrófilo y la base de Brønsted es el nucleófilo. Cabe señalar que los términos electrófilo y nucleófilo tienen algunas diferencias con su uso como centro electrófilo y centro nucleófilo en química orgánica .
En la reacción ácido-base en el sentido de Brønsted, una base puede reaccionar con un ion H + solo estableciendo un enlace covalente con este ion desprovisto de electrones y, por lo tanto, debe proporcionar el doblete de unión del enlace covalente.

Referencias

(en) Leer en línea [PDF] .

Bibliografía

Danielle Cachau-Herreillat ( pref. Marc Laffitte), Los experimentos de la familia ácido-base tienen éxito, utilizan y comentan 50 manipulaciones químicas: fichas prácticas , Bruselas, De Boeck , coll. "Ciencias LMD. Química ",2009, 3 e ed. , 366 p. ( ISBN 978-2-8041-1891-4 , OCLC 496989855 , presentación en línea , leer en línea ).