Teoría Ácido-Base de Arrhenius

Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formulo este químico se encuentra su Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio.

Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso, mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxílos en disolcuión acuosa. Esta definición tenía ciertas limitantes, como las que se ennumeran a continuación:

1. Esta teoría es válida únicamente ne medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre tal cuál.

2. Esta teoría no considera a los ácidos no-proticos, los cuales se ven incapaces de liberar iones hidrógenos, ni a las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar iones hidroxílos.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Brønsted

A inicios de la década de los veinte, dos científicos (el danés Johannes Brønsted y el inglés Martin Lowry) de forma idependiente, descubrieron y postularon una teoría ácido-base, que abarcaba más allá que la propuesta realizada por Arrhenius. Según esta teoría, un ácido es una sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno, mientras que una base es aquella sustancia química capaz de aceptar iones hidrógeno. Esta teoría resultó útil para incluir a sustancias que con la teoría previamente existente no se habian incluído, como el amoniaco. Sin embargo, esta teoría seguía dejando afuera a varias sustancias con carácter ácido y que no poseían protones, por lo que se formuló una nueva teoría que subsanó en gran parte esta problemática: la teoría de Lewis.

Teoría Ácido-Base de Lewis

Gilbert Lewis, científico estadounidense, planteó una teoría ácido-base basándose en las estructuras propuestas por él mismo a inicios del siglo XX. Según Lewis, un ácido era una sustancia química capaz de aceptar un par electrónico, completando asi su octeto y por ende logrando estabilidad, mientras que una base era una sustancia química que poseía a lo menos un par electrónico libre (sin enlazar). Como se puede ver, este tipo de definición necesita obligatoriamente un par ácido-base actuando en conjunto, debido a que, por lo general, es imposible dejar electrones libres en un medio cualquiera (salvo con nitrógeno líquido). Una imágen que represente este tipo d eenlace se ve en la Imagen 33, donde se puede apreciar claramente que uno de los dos pares eletrónicos del oxígeno se comparte con un ión hidrógeno.

Por lo general, los ácidos de Lewis corresponden a metales (sobre todo a metales de transición), a cationes, y a compuestos con aluminio o boro Por su parte, las bases de Lewis corresponden principalmente a aniones, no-metales (sobre todo los de los grupos 15, 16 y 17) y sus derivados (como el ión hidroxílo, en donde la parte básica está localizada en el oxígeno).

Constante de disociación ácida

Cuando un ácido fuerte se disuelve en agua, se disocia casi completamente, es decir, en prácticamente de todas sus moléculas se separa un protón, que se libera al medio. Cuando el ácido es débil, el ácido no se disocia completamente al disolverse en agua, sino que sólo algunas moléculas liberan un protón, mientras que otras no lo hacen. La forma disociada y sin disociar del ácido débil permanecen en equilibrio químico en el medio acuoso.

La constante de disociación ácida K se puede definir como una relación entre las concentraciones de ácido disociado y sin disociar.

En los ácidos fuertes K adquiere mayor valor, dado que las concentraciones de A y B serán altas y la  concentración AB (ácido sin disociar) será baja. Si el valor de K para un ácido es bajo, esto significa que es un ácido débil, se disocia escasamente, por lo tanto las concentraciones de A y B serán bajas, y la concentración deAB será elevada.Por lo tanto, podemos decir que la constante de disociación ácida K, es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido.

También se le llama constante de disociación ácida  al pKa, que es el resultado de -log10 Ka. De esta manera, para los ácidos fuertes, con valor elevado de Ka, el pKa es pequeño, mientras que en ácidos débiles, con Ka de poco valor, es pKa es elevado.

Según la definición de Arrhenius, un ácido es una sustancia que presenta disociación en solución acuosa, liberando un protón al medio. Sin embargo, como este protón liberado tiende a unirse a la molécula de agua, formando el ión hidronio (también denominado oxonio), Arrhenius indicó que la reacción de disociación de un ácido debería ser escrita como una reacción ácido-base, como vemos a continuación:

HB + H2O → B− + H3O+

Tomemos por ejemplo el ácido acético. Cuando se encuentra en solución acuosa, este ácido puede perder el protón de su grupo carboxilo, para dar lugar a su base conjugada (acetato). Su pKa a 25°C  es de 4.8, lo que significa que en un medio con pH 4,8, más o menos la mitad de sus moléculas se encontrarán disociadas. Es un ácido débil, y su constante de disociación Ka a 20 grados Celsius es  1,75·10-5.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pKa. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pKa y con el grado de ionización. La reacción sería:

HA H+ + A-

La constante de disociación del ácido (Ka) para esta reacción, vendría dada por la ecuación

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pKa y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es

Por definición, log ( 1/ [H+] ) = pH y log ( 1/Ka ) = pKa , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch que se utiliza a menudo para realizar los cálculos que requiere la preparación de disoluciones tampón en el laboratorio, o para otras aplicaciones. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.

Primero, si pH = pKa, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es igual al pKa, el ácido estará disociado al 50%.

Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pKa, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pKa es 7, la relación [ A-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pH fuera7, la relación sería 1.

También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pKa, la relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pKa, la relación será >1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.