Por ello, cuando se escribe H
+
(aq), se ha de sobrentender que el ion H
+
está hidratado como
H3O
+
. La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H
+
es rodeado por
cuatro moléculas de agua es, asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta,
por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el
clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el
sistema.
En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH
-
a la
disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH3) se comportan a todos los
efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH
-
. Así, reaccionan con el ácido
clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:
En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino
análogo en todo al característico de los hidróxidos.
En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución
acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones
diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser
falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían
dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular.
Definición de Brönsted-Lowry
La disociación de un ácido genérico de fórmula AH en un medio acuoso, lleva consigo la cesión de
un H
+
a una molécula de agua según una reacción del tipo:
AH + H2O
H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
Pero el H
+
es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; es por tanto un protón, de modo
que el ácido ha cedido un protón durante el proceso.
Razonamientos de este estilo llevaron al químico danés J.N. Brönsted (1879-1947) a proponer la
siguiente definición de ácido:
Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones a otra molécula.
Al proponer este nuevo concepto de ácido, Brönsted buscaba una definición que se pudiera
relacionar con la correspondiente de base, tal y como lo estaban las propiedades químicas de
ambos tipos de sustancias. Puesto que un ácido tiene propiedades opuestas a las de una base, la
definición de base debería reflejar una propiedad opuesta a la del ácido. Así, de acuerdo con la
definición de Brönsted:
Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula.
El comportamiento del amoníaco (NH3) se explica como consecuencia de la siguiente reacción
con el agua:
El NH3 ha actuado como base captando un protón de la
en el caso de los hidróxidos, grupos
OH
-
:
Estas nuevas definiciones de ácido y de base salvan los inconvenientes de las de Arrhenius,
pudiendo ser aplicadas independientemente de cuál sea el medio disolvente en el que tiene lugar el
proceso de donación o de aceptación de protones.
Reacciones ácido-base
Como se deduce de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted de ácido y base están
relacionados entre sí. Recurriendo a un símil económico puede decirse que en una operación de
compra-venta, la existencia de un comprador va ligada necesariamente a la de un vendedor y
viceversa; en otras palabras, si alguien compra algo es porque alguien se lo ha vendido.
Análogamente sucede en los procesos en los que intervienen ácidos o bases (reacciones ácido-
base) y que implican una transferencia de protones: si una molécula cede un protón a otra, la
molécula que lo cede se comporta como ácido y la que lo recibe como base.
El análisis detallado de la reacción del ácido clorhídrico con el agua puede servir de ejemplo:
HCI(aq) + H2O
H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
ácido base
Si el HCI cede un protón al H2O, de acuerdo con el concepto de Brönsted, ésta actúa como base
y aquél como ácido.
Pero tal reacción es reversible, de modo que puede escribirse en la forma:
HCI(aq) + H2O
H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
ácido
base
El CI
-
puede aceptar un protón del H3O
+
y convertirse de nuevo en HCI. Así, pues, considerada la
reacción de partida en el sentido inverso, CI
-
se comporta como base y H3O
+
como ácido.
Escrita en forma reversible la reacción del clorhídrico con el agua resulta ser:
HCI(aq) + H2O
H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
ácido 1 base 2 ácido 2 base 1
Los números iguales indican una relación mutua y definen lo que se llama un par conjugado
ácido/base. Ello significa que cuando un ácido cede un protón, se convierte en una especie
química capaz de aceptar nuevamente otro protón, es decir, en una base de Brönsted; y viceversa.
Tales especies, que difieren tan sólo en un protón (o en un mismo número de protones),
constituyen un par conjugado ácido-base.
Los pares conjugados ácido/base se relacionan entre sí mediante los siguientes procesos de
transferencia de protones, representados de forma genérica:
Independientemente del trabajo de Brönsted, otro químico, el inglés T. M. Lowry (1874-1936) llegó
a conclusiones análogas, por lo que estas nuevas definiciones de ácido y de base se conocen
como definiciones de Brönsted y Lowry.
VALORACIONES DE ÁCIDO-BASE
Una disolución ácida puede neutralizarse con otra básica (y viceversa) parcial o totalmente. La
neutralización total, que lleva consigo la pérdida de propiedades de ácido o de base por la disolución,
se consigue cuando se igualan sus concentraciones de iones H3O
+
y OH
-
.
Debido a esta circunstancia, será posible determinar la cantidad de ácido (o de base) presente en
una disolución desconocida midiendo el volumen de base (o de ácido) de una disolución de
concentración conocida o disolución patrón que es necesario añadir para conseguir la neutralización.
La utilización de un pH-metro o de un indicador adecuado señalará el momento o punto final de la
reacción, que se alcanza cuando el pH de la disolución toma un valor igual a siete. El proceso
correspondiente recibe el nombre de análisis volumétrico o valoración ácido-base y es una técnica
frecuente en los laboratorios químicos.
Los cálculos químicos para esta reacción de neutralización se efectúan con la ayuda de la ecuación:
V
ácido
M
ácido
n
ácido
= V
base
M
base
n
base
donde V representa el volumen, M la concentración molar y n el número de protones cedidos
(n
ácido
) o aceptados (n
base
) por cada molécula de ácido o de base respectivamente. Dicha
ecuación traduce el hecho de que, para alcanzar el punto final de la reacción, el número total de
protones cedidos por el ácido ha de ser igual al número total de protones aceptados por la base. El
producto V · M representa, de acuerdo con la definición de molaridad, el número de motes, el cual es
proporcional al número de moléculas (1 mol = N
A
moléculas, siendo N
A
el número de Avogadro).
Luego el producto V · M · n es proporcional en ambos casos al número de protones cedidos por el
ácido o aceptados por la base, según la correspondiente ecuación
química, siendo la constante de proporcionalidad la misma para ambos e igual a
En términos prácticos n
ácido
coincide con el número de átomos de hidrógeno que pierde cada
molécula de ácido en la reacción, y si la base es un hidróxido, n
base
es igual al número de grupos
OH
-
de la base que reacciona con el ácido.
Con el fin de controlar cuidadosamente el volumen de solución patrón empleado en la valoración, se
utiliza una bureta que permite medir no sólo la cantidad total de disolución añadida, sino también
añadir gota a gota la disolución patrón a la disolución problema. La representación gráfica de la
variación del pH con la cantidad de disolución patrón añadida recibe el rombre de curva de valoración.
El punto de corte de la gráfica con la línea horizontal de pH = 7 define el punto final de la valoración.
En la figura se advierte cómo en el entorno de ese punto la pendiente de la gráfica se hace muy
elevada, lo que significa que pequeñas cantidades de disolución producen cambios importantes en el
pH. En tal circunstancia la adición de disolución patrón ha de efectuarse gota a gota para no
sobrepasar el valor neutro del pH.
APLICACIÓN DE LA VALORACIÓN ÁCIDO-BASE
Se desea valorar una disolución de ácido sulfúrico con la ayuda de otra de hidróxido de sodio 0,5 M y
un indicador apropiado. Se toman 10 ml de la disolución problema y se depositan, junto con el
indicador, en un vaso de precipitados. Con la llave cerrada, se llena la bureta con la solución patrón.
A continuación se abre la llave y se hace gotear sobre el vaso. Cuando el descenso del nivel de la
bureta indica que se han consumido 20 ml, el indicador, con su cambio característico de color,
señala el punto final de la valoración. Calcular la concentración molar de la disolución problema y la
cantidad de gramos de H2SO
4
disueltos en la muestra.
La ecuación química de la correspondiente neutralización viene dada por:
2 NaOH + H2SO
4
Na2SO
4
+ 2 H2O
Cuando la disolución patrón ha neutralizado a la disolución problema se cumple la ecuación
estequiométrica:
V
ácido
M
ácido
n
ácido
= V
base
M
base
n
base
es decir:
10 ml · M
ácido
· 2 átomos de H/molécula de ácido =
= 20 ml · 0,5 · 1 grupo OH
-
/molécula de base
luego, despejando M
ácido
resulta:
El número de gramos contenidos en la muestra será entonces:
0,5 moles/litro · 98,02 g/mol · 10 · 10
-3
liros de muestra = 0,49 g
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