De los distintos conceptos fundamentales en Química, ácido y base serán posiblemente de los conceptos que más matizaciones ofrecen en su definición. Los ácidos y las bases son sustancias químicas de gran interés pues forman parte de medicamentos, como la aspirina (ácido acetilsalicílico) o el ibuprofeno ( su compuesto activo) así como alimentos (el ácido ascórbico o vitamina C que está presente en el zumo de naranja que tomamos cada mañana, los ácidos grasos no esterificados que viajan por nuestra sangre unidos de forma no covalente a la albúmina sérica o los ácidos nucleicos como el ADN, con sus grupos fosfato protonables, presentes en el núcleo de nuestras células).
Definir ácido y base no es en absoluto trivial. De hecho, no hay una única definición de ácido y de base; todo depende de la teoría que consideremos, en definitiva, del fenómeno y sistema objeto de estudio. Aunque las primeras definiciones de ácido y base se basan en propiedades perceptibles por los sentidos (el sabor agrio de los ácidos y el tacto jabonoso de las bases, tal y como pudieron apreciar los primeros alquimistas), tuvimos que esperar al siglo XVII para comenzar a relacionar el comportamiento ácido-base con la composición química (aún era demasiado pronto para hablar de estructura molecular o electrónica). Robert Boyle iniciará un estudio formal de las propiedades de los ácidos en 1663 pero será Lavoisier quien en 1777 asociará el carácter ácido con la presencia de un elemento químico concreto en el compuesto: el oxígeno (literalmente, engendrador de ácidos), el elemento descubierto en forma de gas unos años antes por Priestley y Scheele, quien también descubrió el ácido fosfórico atacando el fósforo con ácido nítrico y los ácidos arsénico y molíbdico, así como el ácido tartárico, láctico, cítrico y málico (ácidos orgánicos). El genial Humphry Davy apuntará en 1810 que realmente es el hidrógeno el elemento que caracteriza el carácter ácido de una sustancia tras haber estudiado las propiedades del por aquel entonces denominado ácido muriático (hoy conocido como ácido clorhídrico, HCl, preparado en 1658 por el aleman Glauber a partir de sal común). En 1830, Liebig completó los estudios de Davy distinguiendo entre varios tipos de hidrógenos e indicando que los hidrógenos reemplazables por metales, para formar sales, son los responsables de las propiedades ácidas (por aquello de ácido + metal= sal + hidrógeno, reacción que sólo se produce con metales cuyo potencial de reducción estándar sea negativo, es decir, con carácter reductor como el Zn o el Al). En 1843, Michael Faraday descubrió que las disoluciones acuosas de ácidos y bases son conductoras de la corriente eléctrica, es decir, se trata de electrolitos. Nos vamos acercando a la idea "moderna" de ácido y base.
La historia de la Química pone de manifiesto cómo se hace fundamental una revisión constante y fundamental de sus fundamentos para llegar a una mejor comprensión de los fenómenos químicos y de la materia. Tras las distintas ideas sobre ácidos y bases anteriormente comentadas, a finales del siglo XIX encontraremos la primera teoría ácido-base basada en las definiciones de ácido y base propuestas por Arrhenius. Limitada a disoluciones acuosas, en 1887 Arrhenius consideró que un ácido era aquella sustancia que en medio acuoso liberaba iones H+ mientras que una base era aquella sustancia que en medio acuoso liberaría iones OH-. De acuerdo a esta teoría, la reacción química entre un ácido y una base (reacción de neutralización) conduciría a la obtención de una sal y agua.
Las definiciones de Arrhenius se limitan a medio acuoso y además no explican satisfactoriamente el comportamiento básico de sustancias como el amoniaco o el carbonato sódico en los cuales no existen grupos OH. No obstante, Arrhenius se las ingenió para justificar el carácter básico del amoniaco asumiendo que previamente éste reacciona con el agua para formar hidróxido de amonio que se puede disociar liberando iones amonio e hidróxido (OH-).
En 1923, el químico y físico danés
Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) y el químico británico
Thomas Martin Lowry (1874-1936) de manera independiente propusieron definiciones para los conceptos de ácidos y bases basadas en transferencia de iones H
+válidas tanto para medio acuoso como medios no acuosos (eso sí, siempre con
disolvente próticos, es decir, constituidos por moléculas que permitan intercambio de protones como el amoniaco) o incluso para reacciones en fase gaseosa (el cloruro de hidrógeno gaseoso reacciona con el amoniaco gas para formar cloruro de amonio que aparecerá como un fino polvo). De acuerdo a la Teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder iones H
+ a una base, sustancia capaz de captar dichos iones.
Al ion H
+se le denomina tradicionalmente
protón (al arrancar un electrón al átomo de hidrógeno, en su isótopo más abundante, nos quedaría el núcleo atómico constituido por un único protón), aunque la IUPAC ha propuesto la denominación de
hidrón. No obstante, en Química sigue haciéndose referencia a los procesos ácido-base como procesos de transferencia de protones y no de hidrones. Cabe destacar, que el catión H
+ es extremadamente polarizante, incapaz de permanecer en disolución sin interaccionar con otras especies químicas. En cuanto entra en contacto con las moléculas de agua formará el
ión hidronio u
oxonio H
3O
+. Se sabe de la existencia de otros iones similares que también podrían tener existencia en medio acuoso como la especie H
9O
4+. La próxima vez que leas H
+(ac) en una reacción química piensa en toda la Química que hay detrás...
Consideremos ahora la reacción entre el trifluoruro de boro (BF3) y el amoniaco (NH3):
Nos encontramos ante un ejemplo de reacción ácido-base, aunque no concuerda con las definiciones de Arrhenius ni de Brönsted-Lowry. De acuerdo a la teoría de Brönsted-Lowry, el BF3 no sería un ácido pues no puede ceder iones protón ni el NH3 sería una base, pues aunque sí es una base en dicha teoría, en esta reacción no actúa captando un protón del ácido. Esta reacción puede explicarse considerando que el átomo de B presenta un orbital 2p vacío y accesible en términos energéticos para que formar un enlace covalente con el átomo de N del amoniaco que presenta un par de electrones solitarios en uno de los orbitales sp3.
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| El átomo de B del BF3 presenta un orbital 2p vacío. |
A este tipo de enlace químico en el que se produce el solapamiento de un orbital vacío de un átomo y un orbital completo con un par de electrones de otro átomo se le denomina enlace covalente coordinado o dativo y es la base de la llamada Química de coordinación (rama de la Química favorita de la señorita Tate y de la que hablaremos próximamente en el blog, en honor a la figura de uno de sus padres: Alfred Werner). A la especie que presenta átomo con un orbital vacío estable para alojar un par de electrones se le denomina ácido de Lewis mientras que a la especie con un átomo provisto de un par de electrones solitarios se le denomina base de Lewis. En los llamados compuestos de coordinación, el metal (generalmente, en forma catiónica) actúa como ácido de Lewis mientras que el resto de iones o moléculas que se coordinan al metal, llamadas ligandos, son bases de Lewis. Estas definiciones en las que se definen los conceptos de ácido y base en función de la capacidad para aceptar (ácido) o aportar (base) un par de electrones se le conoce como teoría de Lewis y fue enunciada por el químico norteamericano en 1923 (Valence and the Structure of Atoms and Molecules, Chemical Catalogue, Nueva York). Se trata de una teoría mucho más general que las anteriores (las bases de Lewis son también bases de Brönsted-Lowry, pueden aceptar un protón, mientras que las especies que actúan como ácidos de Lewis no necesitan ser ácidos de Brönsted-Lowry) que también es aplicable a especies que no estén en disolución, como especies es estado sólido y gaseoso (por ejemplo, la reacción entre la cal viva, CaO, y el dióxido de azufre, SO2, de especial interés para minimizar las emisiones de SO2 en las centrales térmicas).
Un matiz histórico. Anteriormente hemos hablado de solapamiento de orbitales atómicos para explicar el enlace covalente dativo lo cual concuerda con la explicación que la Teoría del Enlace de Valencia (TEV) da del enlace químico, no obstante, esta teoría no será propuesta hasta 1927 por Heitler y London. Posteriormente será modificada por Pauling y Slater para tener en cuenta la geometría molecular. En cualquier caso, la TEV es posterior a la teoría ácido-base de Lewis, en la que sólo se hablaba de pares electrónicos. No obstante, vemos que ambas teorías son perfectamente compatibles. Nos hemos permitido hacer uso de la TEV precisamente para poder entender mejor la teoría de Lewis de los ácidos y las bases. Por cosas como ésta uno recuerda lo imprescindible que es recordar la historia de la Química para poder asimilarla.
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| Algunas protagonistas de la Química ácido-base. Para ampliar la imagen haz click sobre ella. |
Hasta el momento hemos hecho referencia a las definiciones de ácidos y bases más ampliamente conocidas. No obstante, no son las únicas. Podemos destacar algunas definiciones más y aun así no estaríamos incluyendo todas las definiciones de ácidos y bases de la Química. Así, de acuerdo con Lux (1939) y Flood (1947) los procesos ácido-base se explican en términos del ión óxido. Desarrollada para estudiar los procesos ácido-base en disolventes no próticos, Lux y Flood definieron las bases como sustancias capaces de donar ion óxido (por ejemplo, el óxido cálcico CaO) y los ácidos como sustancias capaces de aceptar ion óxido (por ejemplo, la sílice, SiO2). Estas definiciones fueron especialmente útiles para explicar procesos ácido-base en sales inorgánicas fundidas a alta temperatura. También destaca las definiciones de Usanovich que en 1939 propuso un concepto de ácido-base universal que trataba de integrar las definiciones adoptadas por el resto de teorías ácido-base. De acuerdo con el químico estadounidense, un ácido es cualquier especie que reacciona con bases, cede cationes, acepta aniones o acepta electrones; y de forma inversa, una base sería una especie que reacciona con ácidos, cede aniones, cede electrones y se combina con cationes. Al hablar de electrones en general y no matizar pares de electrones (enmarcados en la teoría de Lewis), ¡las definiciones de Usanovich incluirían la Química redox dentro de la Química ácido-base! Esto puede parecer una visión confusa y poco recomendada para el estudio de la Química, como muchos químicos han considerado a lo largo del siglo XX y siguen considerando en la actualidad, sin embargo hay que reconocer que existen procesos químicos concretos en los que no es nada sencillo distinguir entre proceso redox (transferencia de electrones con variación del estado de oxidación) o proceso ácido-base de acuerdo a la teoría de Lewis (pares electrónicos). Un ejemplo es la formación del óxido de piridina, el cual puede entenderse como un aducto de Lewis de la piridina con el oxígeno atómico pero en la que también es evidente que ha tenido lugar un proceso redox.
La Química y sus conceptos fundamentales, como ácido y base, obliga a hacer un recorrido por su historia para conseguir una buena asimilación de los mismos. Muchas teorías (algunos expertos prefieren hablar de definiciones ácido-base frente a teoría ácido-base) para entender dos conceptos imprescindibles tanto para aprender y disfrutar con la Química (¿acaso no son realmente fascinantes los cambios de color de los indicadores ácido-base?) y para nuestra vida (¡qué sería de nosotros sin el ácido clorhídrico de nuestro estómago!). La Química ácido-base, una rama de la Química fascinante a la que merece la pena asomarse si te gusta el mundo de las moléculas, iones y reacciones químicas... Eso sí, si tienes prisa, nunca le preguntes a un químico qué es un ácido o una base. ¡No es una cuestión de lenguaje! ¡Es una cuestión de Química!
NOTA: Este post participa en la XXVI Edición del Carnaval de Química alojado en este mismo blog con el lema #pasiónporlaquímica.
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