Una reacción ácido-base o reacción de neutralizacion es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base . Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.
Teorías ácido-base históricas
Definición de Lavoisier
Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxiácidos, que tienden a contener átomos centrales en un alto estado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, y HI), definió los ácidos en términos de su “oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar"). La definición de Lavoisier, se celebró como una verdad absoluta durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y los hidrácidos.Definición de Liebig
Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en 1838, sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal. La definición de Liebig, aún siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.Teorías ácido-base comunes
Definición de Arrhenius
La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución acuosa formando iones hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+), y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxilo (OH−). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "oxonio" ,en lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio" para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los de las definiciones de Bronsted-Lowry y sistemas solventes, más claramente que con la definición de Arrhenius que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base. La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius forman iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxilo".
La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidróxilo, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidróxilo procedentes de la disociación de un ácido y una base en solución acuosa:
- H+ (aq) + OH− (aq) H2O
(En los tiempos modernos, el uso de H+ se considera como una abreviatura de H3O+, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H+ no existe como especie libre en solución acuosa.)
Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base. En otras palabras, es una reacción de neutralización.
- ácido+ + base− → sal + agua
- 2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
Definición de Brønsted-Lowry
La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).
La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido.
Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido::
- HCl → H+ + Cl−
- H+ + OH− → H2O
- H+ + NH3 → NH4+
- CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−
- 2 H2O H3O+ + OH−
Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brønsted-Lowry, es:
- AH + B → BH+ + A−
Definición de Lewis
La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:
- HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:
- Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+
En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido. En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3), el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante. Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.
Definición de sistema disolvente
Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los solventes autodisociables.En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas, aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amida, respectivamente:
- 2 H2O H3O+ + OH−
- 2 NH3 NH4+ + NH2−
- N2O4 NO+ + NO3−
- 2 SbCl3 SbCl2+ + SbCl4−
Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua:
- 2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]
- 2 NH4I (ácido) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2
- HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4−
- AgNO3 (base) + NOCl (ácido) → N2O4 + AgCl