REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES 1.

Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
1.- Concepto histórico de ácido-base.
2.- Teoría de Arrhenius.
3.- Teoría de Brönsted-Lowry.
4.- Equilibro de disociación del agua. Concepto de pH.
5.- Fuerzas relativas de ácidos y bases en medio acuoso.
6.- Hidrólisis.
7.- Disoluciones reguladoras.
8.- Valoraciones ácido-base.
1.- CONCEPTO HISTÓRICO DE ÁCIDO-BASE.
Desde hace mucho tiempo se sabe que existen muchas sustancias cuyas soluciones acuosas
comparten una serie de propiedades, como:
• Poseer sabor ácido.
• Enrojecer de azul el papel de tornasol.
• Disolver el mármol.
• Reaccionar con algunos metales, como el cinc, desprendiendo hidrógeno.
Boyle, en 1663, introdujo el término general ácido para englobar a dichas sustancias.
Por otra parte, se conoce otro grupo de sustancias cuyas disoluciones acuosas comparten,
entre otras, las siguientes propiedades:
• Poseer sabor amargo.
• Producir una sensación jabonosa al tacto.
• Devolver el color azul al papel de tornasol previamente enrojecido por un ácido en disolución.
• Contrarrestar las propiedades características de las disoluciones ácidas.
Para este grupo de sustancias se acuñó el término álcali, del árabe al kali, cuyo significado
es cenizas vegetales. Mezclando una disolución ácida con otra alcalina puede obtenerse una sal. Por
esta razón, los álcalis recibieron más tarde el nombre de bases, del griego basis, que se traduce
como fundamento para la obtención de sales.
Es lógico preguntarse qué es lo que relaciona entre sí a los ácidos, por una parte, y a las
bases, por otra. Lavoisier pensaba que era la presencia de oxígeno lo que caracterizaba a los ácidos;
de hecho, la palabra oxígeno, de origen griego, significa productor de ácidos. Sin embargo, pronto
se demostró que algunas sustancias típicamente ácidas, como el HCl, no contenían oxígeno.
2.- TEORÍA DE ARRHENIUS.
Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica, se llaman
electrolitos.
El químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) publicó en 1887 la teoría de la
disociación iónica con la que explicó la conducción eléctrica de los electrolitos; según ésta, cuando
se disuelven los electrolitos en agua, se disocian en dos o más iones con carga eléctrica positiva o
negativa. Es el movimiento de estos iones en el seno del agua lo que posibilita la corriente eléctrica.
De acuerdo con su teoría de la disociación electrolítica, Arrhenius propuso una teoría para
los ácidos y las bases según la cual:
I.E.S. Salvador Serrano
Página 1
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
• Los ácidos son compuestos eléctricamente neutros que, al disolverse en el agua, se disocian en
iones H+ junto con iones negativos.
HA ⎯→ H+ + A−
Ejemplos:
HCl ⎯→ H+ + Cl−
H2SO4 ⎯→ 2H+ + SO42−
• Las bases son compuestos eléctricamente neutros que, al disolverse en agua, se disocian en iones
OH− junto con iones positivos.
BOH ⎯→ B+ + OH−
Ejemplos:
NaOH ⎯→ Na+ + OH−
Ba(OH)2 ⎯→ Ba2+ + 2 OH−
Según la teoría de Arrhenius, la reacción entre un ácido y una base, conocida como
neutralización, se reduce a la reacción entre los iones OH− y H+:
H+ + OH− ⎯→ H2O
De ello se deduce que se produce una reacción muy parecida cualesquiera que sean los
ácidos y las bases; los otros iones hacen el papel de acompañantes en la reacción:
HCl + NaOH ⎯→ NaCl + H2O
La principal limitación de esta teoría es que sólo es aplicable a sustancias neutras en
disoluciones acuosas y que no explica el comportamiento de todas las bases, como por ejemplo las
que no tienen grupos OH− (como por ejemplo el amoníaco).
3.- TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
Para encontrar una salida a las dificultades de la teoría de Arrhenius, el químico danés
Brönsted y el inglés Lowry propusieron en 1929 una nueva teoría de ácidos y bases; ésta engloba
todos los aspectos de la teoría de Arrhenius, elimina la necesidad de una disolución acuosa y amplía
las sustancias que pueden considerarse ácidas o básicas.
La gran diferencia de esta teoría respecto de la anterior es que B-L contemplan el
comportamiento de los ácidos y de las bases como “una cosa de dos”, o sea, un ácido, para que
actúe como tal, necesita encontrar una base y viceversa. Las reacciones de neutralización entre
ácidos y bases son reacciones de transferencia de protones, H+, en las que:
• Un ácido es una sustancia que cede iones H+ (a una base).
• Una base es una sustancia que capta iones H+ (de un ácido).
HA + B ⎯→ A− + HB+
ácido
base
De acuerdo con esta teoría son ácidos:
• Moléculas como: HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, ...
• Cationes como: NH4+, H3O+, ...
• Aniones como: HSO4−, H2PO4−, HS−, ...
Son bases:
I.E.S. Salvador Serrano
Página 2
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
• Moléculas como: NH3, H2O, CH3NH2, ...
• Cationes como: [Cu(H2O)3OH]+,...
• Aniones como: I−, Cl−, SO42−, HPO42−, OH−, ...
En la teoría de Brönsted-Lowry resulta fundamental el concepto de ácidos y bases
conjugados. Cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo que tendrá la capacidad
de capturar un protón para generar el ácido. El anión, en este caso, se comporta como una base.
Ejemplo:
HCl ⎯⎯⎯→
ácido
Cl−
+
NH4+ ⎯⎯⎯→
H+
base conjugada
ácido
NH3 +
base conjugada
H+
El mismo razonamiento podía haberse hecho con una base . Entonces se puede concluir que:
todos los ácidos al ceder un protón producen las bases conjugadas de dichos ácidos, y todas las
bases que toman iones H+ producen ácidos conjugados de las bases.
Como los iones H+ no existen libres, por razones energéticas, las propiedades de los ácidos y
bases se ponen de manifiesto al interaccionar un ácido y una base entre sí para dar las respectivas
bases y ácidos conjugados:
HCl
+ H2O ←⎯⎯→ Cl− + H3O+
ácido-1
H2O
base-2
+
ácido-1
base conj.-1
ácido conj.-2
NH3 ←⎯⎯→ OH− + NH4+
base-2
base conj.-1
ácido conj.-2
Sustancias anfóteras: Son sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo
de la acidez o basicidad del medio en que se encuentren. Un ejemplo típico es el del agua.
4.- EQUILIBRO DE DISOCIACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.
Como ya hemos indicado, el agua es una sustancia anfótera que puede comportarse como
ácido o como base; esto permite que las moléculas de agua reaccionen entre ellas actuando unas
como ácido y otras como base:
H2O + H2O ←⎯⎯→ OH− + H3O+
ácido-1
base-2
base- 1
ácido-2
[ H O ] ⋅ [OH ]
K=
[ H O]
+
La constante del equilibrio de disociación del agua es:
−
3
2
2
Como [H2O]2 se puede considerar también contante, es preferible escribir una nueva constante de
equilibrio como:
K · [H2O]2 = Kw = [H3O+]·[OH−]
Kw se denomina producto iónico del agua; su valor depende de la temperatura, y a 25oC tiene un
valor de:
Kw = 10-14 mol2/l2
Esta relación existente entre los iones H3O+ y OH− no sólo se cumple en el agua, sino en
cualquier disolución acuosa de un ácido o una base, y permite relacionar también los valores de las
constantes de disociación del ácido (Ka) y de la base conjugada (Kb).
I.E.S. Salvador Serrano
Página 3
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
Los valores de las concentraciones de iones hidronio (H3O+) e hidroxilo (OH−) cumplen:
• En una disolución neutra. Habrá las mismas cantidades de H3O+ como de OH− y, por tanto, a
25oC:
[H3O+] = [OH−] = 10-7 mol/l
• En una disolución ácida. El ácido aporta iones H3O+ por lo que aumentará su concentración, en
la misma medida en que disminuye la de iones OH−, de forma que el producto debe tener el
mismo valor. Por tanto:
[OH−] < 10-7 mol/l
[H3O+] > 10-7 mol/l
[OH−] > 10-7 mol/l
• En una disolución básica. [H3O+] < 10-7 mol/l
Existe una importante relación entre el producto iónico del agua y las constantes de
disociación de un ácido y su base conjugada disueltos en ella. Sea un ácido débil de fórmula general
AH y su basa conjugada A−; las disociaciones en agua se pueden expresar mediante las ecuaciones:
ácido: AH + H2O ←⎯⎯→ H3O+ + A−
Ka
−
−
Kb
base: A + H2O ←⎯⎯→ AH + OH
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
agua: H2O + H2O ←⎯⎯→ H3O+ + OH− Kw
[ A ] ⋅ [H O ]
−
Las expresiones de Ka y Kb son: K a =
+
3
[ AH ]
; Kb =
multiplicando las dos constantes: Ka · Kb = [H3O+] · [OH−] = Kw
[ AH ] ⋅ [ OH − ]
[A ]
−
Ka · Kb = Kw
Esta relación permite calcular una de las constantes de disociación a partir del valor de la
otra.
Concepto y escala de pH.
En disoluciones acuosas, las concentraciones de los iones H3O+ y OH− están relacionadas a
través del producto iónico del agua, de manera que basta conocer una para determinar la otra. En la
práctica es más frecuente referirse a la concentración de H3O+ que de OH− .
Sören Peter Sörensen, químico danés introdujo en 1909 el concepto de pH para hacer más
sencilla la manipulación de las concentraciones de H3O+. Para definirla en forma de números
sencillos, Sörensen definió:
pH = - log [H3O+]
Así, por ejemplo, si una disolución tiene una [H3O+] = 10-4 M, tendrá un pH = - log (10-4) = 4
• En las disoluciones ácidas [H3O+] > 10-7 M y por tanto pH < 7
• En las disoluciones neutras [H3O+] = 10-7 M y por tanto pH = 7
• En las disoluciones básicas [H3O+] < 10-7 M y por tanto pH >7
I.E.S. Salvador Serrano
Página 4
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
De manera análoga, se puede definir el pOH:
pOH = - log [OH−]
Para una temperatura de 25 oC se cumplirá: pH + pOH = 14
Medida del pH. Sustancias indicadoras.
Tradicionalmente, para detectar las variaciones de pH de las disoluciones se han usado
sustancias que cambian su color cuando cambia al pH. Esto se debe a que los indicadores son
ácidos o bases débiles que también permiten un equilibrio ácido-base, donde la forma ácida tiene un
color diferente de la forma básica:
HIn + H2O ←⎯→ In− + H3O+
color A
color B
Para apreciar bien el viraje, es conveniente que los dos colores sean diferentes y que la
concentración de una de las formas del indicador sea unas diez veces mayor que la otra. Esto
implica que el cambio de color no se produce bruscamente a un pH fijo, sino en un intervalo de
unas dos unidades de pH.
Que predomine la forma ácida o la básica y, por tanto, uno u otro color, depende de la
abundancia de iones H3O+ del medio, es decir, del pH y de la constante de equilibrio del indicador.
Como dicha constante es propia de cada indicador, cada uno de ellos virará en un intervalo de pH
determinado.
Combinando diversos indicadores se puede proporcionar una idea aproximada del pH de un
disolución. Con estas mezclas también se pueden impregnar papeles que después se secan. Cuando
se humedecen con gotas de una disolución cuyo pH se quiere averiguar, muestran un color
determinado según sea el pH de la solución.
Actualmente la medida del pH se realiza mediante unos dispositivos bastante más seguros y
fiables llamados pHmetros.
5.- FUERZAS RELATIVAS DE ÁCIDOS Y BASES EN MEDIO ACUOSO.
A menudo se habla de ácidos fuertes y ácidos débiles. Por ejemplo, el clorhídrico es un
ácido fuerte y el etanóico o acético es un ácido débil.
Según la teoría de B-L, la fuerza relativa de los ácidos y de las bases dependen de su mayor
o menor tendencia a ceder o tomar los iones H+.
a) Ácidos fuertes y ácidos débiles. Constante de acidez.
La extensión de la relación de disociación de un ácido está gobernada por su constante de
equilibrio. Normalmente se utiliza la constante de disociación o de acidez, Ka:
AH + H2O ←⎯⎯→ H3O+ + A−
A − ] ⋅ [H 3 O + ]
[
Ka =
[ AH ]
Cuanto mayor sea Ka, mayor será la disociación y más fuerte será el ácido.
I.E.S. Salvador Serrano
Página 5
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
• Se designan como ácidos fuertes aquellos que están completamente disociados (o casi), en
disolución diluida. Se encuentran prácticamente en su totalidad en forma A− y casi no hay
moléculas AH. Esto hace que el valor de la constante de equilibrio sea muy elevado (>103) y el
grado de disociación cercano a la unidad.
• Se consideran ácidos débiles los que no se disocian completamente en disolución diluida.
Presentan simultáneamente las formas AH y A− . La proporción entre una y otra viene fijada por
la correspondiente Ka.
Naturalmente, si AH tiene una gran tendencia a la disociación, su base conjugada A− tendrá
poca tendencia a recuperar el H+. A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil, y
viceversa.
b) Bases fuertes y bases débiles. Constante de basicidad.
Al igual que con los ácidos, se diferencia entre las bases fuertes como NaOH y bases débiles
como el NH3.
La fortaleza de una base también depende de su constante de equilibrio o de su constante de
basicidad:
H2O + B ←⎯⎯→ OH− + HB+
[ HB ] ⋅ [ OH ]
=
+
Kb
•
•
−
[ B]
Se denominan bases fuertes aquellas en las que la reacción anterior es total. En solución diluida
se encuentran prácticamente en su totalidad en forma HB+.
Se denominan bases débiles aquellas que en solución diluida presentan un equilibrio entre las
formas B y HB+. La proporción entre ambas formas depende de Kb.
6.- HIDRÓLISIS.
El término hidrólisis significa destrucción por el agua y se utiliza para designar reacciones
en las que los iones de una sal reaccionan con las moléculas de agua para regenerar el ácido o la
base con los que están emparentados.
Una sal como el cloruro potásico da disoluciones neutras, pero una sal como el etanoato
sódico (NaCH3COO), da disoluciones básicas porque parte de los iones etanoato se combinan con
el agua para formar ácido etanoico.
En efecto, si se parte de una concentración determinada de la sal, ésta se disocia del todo en
sus iones:
NaCH3COO ⎯⎯→ Na+ + CH3COO−
Los iones Na+ no tienen ninguna tendencia a reaccionar con el agua y regenerar la base
conjugada (Na+ + H2O ⎯→ NaOH + H+) porque ésta es una base muy fuerte que sólo existe en
disolución disociada en sus iones.
I.E.S. Salvador Serrano
Página 6
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
En cambio, los iones CH3COO− tienen como ácido conjugado el CH3COOH que es un ácido
muy débil. El equilibrio asegura la presencia de ambas especies. Se produce una reacción ácido
base, en la que el ion CH3COO− se comporta como una base y el H2O como ácido. Se producen
iones OH− que dan basicidad a la disolución.
H2O + CH3COO− ←⎯→ OH− + CH3COOH
ácido 1
base 2
base 1
ácido 2
[OH ] ⋅ [CH COOH ]
[CH COO ]
−
Kh =
3
−
3
La constante de equilibrio para esta reacción se denomina constante de hidrólisis (Kh).
Este tipo de reacciones se producen en las disoluciones de sales que contengan iones de
ácidos débiles o de bases débiles. Pueden presentarse cuatro casos:
•
Sales de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo:
NaCH3COO ←⎯→ Na+ + CH3COO−
Experimenta hidrólisis el anión:
CH3COO− + H2O ←⎯→ CH3COOH + OH−
[OH ] ⋅ [CH COOH ] = [CH COOH ] ⋅ [OH ] ⋅ [H O ]
=
[CH COO ]
[CH COO ] ⋅ [H O ]
−
Kh
−
3
+
3
3
−
−
3
3
+
luego: K h =
3
Kw
= Kb
Ka
La disolución es básica. El pH se determina a partir de la constante de hidrólisis.
• Sales de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo:
NH4Cl ←⎯→ NH4+ + Cl−
Experimenta hidrólisis el catión:
NH4+ + H2O ←⎯→ NH3 + H3O+
La disolución es ácida. La constante de hidrólisis es: K h =
Kw
= Ka
Kb
• Sales de ácido débil y base débil.
Ejemplo:
NH4CH3COO ←⎯→ NH4+ + CH3COO−
Experimentan hidrólisis ambos iones:
NH4+ + H2O ←⎯→ NH3 + H3O+
CH3COO− + H2O ←⎯→ CH3COOH + OH−
El valor de la constante será:
I.E.S. Salvador Serrano
Kh =
Kw
K a ⋅ Kb
Página 7
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
El pH de la disolución depende de la importancia de una y otra hidrólisis. Tendremos tres
posibilidades:
• Carácter ácido (pH < 7) si ocurre: Ka > Kb.
• Carácter básico (pH > 7) si ocurre: Ka < Kb.
• Carácter neutro (pH = 7) si ocurre: Ka = Kb.
7.- DISOLUCIONES REGULADORAS.
Las disoluciones reguladoras, también llamadas tampón, son mezclas de un ácido o una
base débil con una de las sales del ion común al ácido o a la base.
Estas disoluciones presentan gran resistencia a variar la concentración de iones H3O+ y, por
tanto, el pH, incluso añadiendo pequeñas cantidades de ácido o de base, que sobre el agua pura
hubieran modificado varias unidades el pH de ésta.
Las disoluciones amortiguadoras tienen aplicación en procesos de análisis químico en los
que se precisen condiciones constantes de pH, y gran importancia en los procesos bioquímicos de
los organismos vivos. La sangre presenta un pH de 7’4, y variaciones de pH de 0’4 unidades
suponen alteraciones que producirían la muerte. Otros líquidos biológicos presentan sistemas
amortiguadores de la acidez para regular las concentraciones de iones minerales y proteínas.
Podemos obtener dos tipos de soluciones tampón:
• Ácido débil + su sal.
Por ejemplo: CH3COOH + NaCH3COO
En disolución habrá los equilibrios:
NaCH3COO ⎯⎯→ Na+ + CH3COO−
CH3COOH + H2O ←⎯→ CH3COO− + H3O+
[CH COO ] ⋅ [H O ]
=
[CH COOH ]
−
Ka
+
3
3
3
Cuando se añade una base, los iones OH− se combinarán con el ácido CH3COOH
neutralizándose y evitando que la disolución se vuelva básica.
Cuando se añade un ácido, los iones H+ se combinarán con los CH3COO− para generar
CH3COOH, evitando que se acidifique la disolución.
• Base débil + su sal.
Las disociaciones serán:
Por ejemplo: NH3 + NH4Cl
NH4Cl ⎯⎯→ NH4+ + Cl−
−
NH3 + H2O ←⎯→ NH4 + OH
+
Kb
[ NH ] ⋅ [OH ]
=
[ NH ]
+
4
−
3
También aquí, los ácidos o las bases añadidos serán neutralizados por los OH− y por los
NH4 , respectivamente.
+
I.E.S. Salvador Serrano
Página 8
Química 2º Bachillerato
Reacciones de Transferencia de Protones
8.- VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
Las reacciones de neutralización son las que tienen lugar entre un ácido y una base, dando
como productos el agua y la sal correspondiente:
HCl + NaOH ←⎯→ NaCl + H2O
En realidad, el proceso de neutralización consiste en la reacción entre el ion hidronio
procedente del ácido y el ion hidroxilo procedente de la base para dar agua, ya que la sal se
encuentra completamente disociada en sus iones.
Para determinar la concentración de una disolución de un ácido o de un base, se recurre a
menudo a hacerla reaccionar hasta la neutralización con otra disolución (de una base o de un ácido,
respectivamente) cuya concentración es conocida. A partir de las cantidades gastadas de una y otra
disolución, se puede deducir la concentración desconocida.
Este procedimiento se denomina valoración o volumetría ( alcalimetría o acidimetría). La
técnica consiste en:
1. Medir con exactitud un volumen de la disolución de concentración desconocida y depositarlo en
un recipiente de valoración (erlenmeyer).
2. Añadir unas gotas de sustancia indicadora o instalar en el recipiente de valoración un pHmetro.
3. Añadir, gota a gota, la disolución de concentración conocida sobre la disolución problema hasta
que el indicador o el pHmetro muestren que se ha llegado a la neutralización.
4. Leer el volumen consumido de la disolución de concentración conocida.
5. Realizar los cálculos teniendo en cuenta que para que se produjese la neutralización el número
de equivalentes en las dos disoluciones debe ser el mismo:
Va · Ma · nº protones cedidos= Vb · Mb · nº protones captados
I.E.S. Salvador Serrano
Página 9