Brønsted en su laboratorio

Una reacción de un ácido con una base es pues una reacción de intercambio de protones; si el ácido se denota por AH y la base por B, entonces podemos escribir una reacción ácido-base generalizada como

AH + B → A- + BH+(3-2)

Nótese que la inversa de esta reacción,

BH+ + A- → B + AH(3-3)

también es una reacción ácido-base. Dado que las reacciones de transferencia de protones son reversibles, se deduce que la transferencia de un protón de un ácido a una base debe crear necesariamente un nuevo par de especies que pueden, al menos en principio, constituir un par ácido-base propio, al que nos referimos como un par ácido-base conjugado:

El término conjugado significa «conectado con», lo que implica que los miembros de cualquier par conjugado están «conectados» por la presencia o ausencia de un protón.

Qué especies se consideran «conjugadas» depende de la dirección en la que se escriba la reacción, como se muestra a continuación para la transferencia de protones de (3-1):

De forma similar, para las transferencias generalizadas de protones (3-2) y (3-3), tenemos

La siguiente tabla muestra los pares conjugados de una serie de sistemas ácido-base típicos.

Podemos considerar la reacción generalizada ácido-base

como una competición de dos bases por un protón:

Si la base H2O gana abrumadoramente este tira y afloja, entonces se dice que el ácido HA es un ácido fuerte. Esto es lo que ocurre con el ácido clorhídrico y los otros «ácidos minerales» fuertes comunes H2SO4, HNO3 y HClO4:

Las soluciones de estos ácidos en agua son realmente soluciones de las especies iónicas mostradas en negrita a la derecha. Siendo este el caso, se deduce que lo que llamamos una solución 1 M de «ácido clorhídrico» en agua, por ejemplo, no contiene realmente una concentración significativa de HCl en absoluto; ¡el único ácido real presente en tal solución es H3O+!

Estas consideraciones dan lugar a dos reglas importantes que no sólo hay que conocer, sino también comprender:

La segunda de estas afirmaciones se llama efecto de nivelación. Significa que aunque las fuerzas protón-donantes inherentes de los ácidos fuertes difieren, todos se disocian completamente en el agua. Los químicos dicen que sus fuerzas son «niveladas» por el agua disolvente.

Un efecto comparable se vería si uno intentara juzgar las fuerzas de varios adultos realizando una serie de concursos de tira y afloja con un niño pequeño. Uno esperaría que los adultos ganaran abrumadoramente en cada prueba; sus fuerzas habrían sido «niveladas» por las del niño.

La mayoría de los ácidos, sin embargo, son capaces de mantener sus protones con más fuerza, por lo que sólo una pequeña fracción del ácido se disocia. Así, el ácido cianhídrico, HCN, es un ácido débil en el agua porque el protón es capaz de compartir los electrones del par solitario del ion cianuro CN- con más eficacia que con los del H2O, por lo que la reacción

HCN + H2O → H3O+ + CN-

sólo se produce en muy pequeña medida.

.

Esta es sólo una re-declaración de lo que está implícito en lo que se ha dicho anteriormente sobre la distinción entre ácidos fuertes y ácidos débiles. El hecho de que el HCl sea un ácido fuerte implica que su base conjugada Cl- es una base demasiado débil para retener el protón en competencia con el H2O o el H3O+. Del mismo modo, el ion CN- se une fuertemente a un protón, lo que hace que el HCN sea un ácido débil.

El hecho de que el HCN sea un ácido débil implica que el ion cianuro CN- reacciona fácilmente con los protones, por lo que es una base relativamente buena. Como prueba de ello, una sal como el KCN, cuando se disuelve en agua, da lugar a una solución ligeramente alcalina:

CN- + H2O → HCN + OH-

Esta reacción todavía se denomina a veces con el antiguo nombre de hidrólisis («desdoblamiento del agua»), que es literalmente correcto pero tiende a ocultar su identidad como una reacción ácido-base más. Las reacciones de este tipo tienen lugar sólo en una pequeña medida; una solución 0,1M de KCN sigue siendo, a todos los efectos prácticos, 0,1M en ion cianuro.

Las únicas bases realmente fuertes que es probable encontrar en la química cotidiana son los hidróxidos de metales alcalinos, como NaOH y KOH, que son esencialmente soluciones del ion hidróxido (y, por supuesto, del catión.)

La mayoría de los demás compuestos que contienen iones hidróxido, como el Fe(OH)3 y el Ca(OH)2, no son lo suficientemente solubles en agua como para dar soluciones altamente alcalinas, por lo que no suelen considerarse bases fuertes.

En realidad hay una serie de bases que son más fuertes que el ion hidróxido – las más conocidas son el ion óxido O2- y el ion amida NH2-, pero éstas son tan fuertes que incluso pueden robarle un protón al agua:

O2- + H2O → 2 OH-

NH2- + H2O → NH3 + OH-

Esto da lugar al mismo tipo de efecto de nivelación que describimos para los ácidos, con la consecuencia de que

El ejemplo más común de esto es el cloruro de amonio, NH4Cl, cuyas soluciones acuosas son claramente ácidas:

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Debido a que ésta (y otras reacciones similares) sólo tienen lugar en una pequeña medida, una solución de cloruro de amonio sólo será ligeramente ácida.

A partir de algunos de los ejemplos dados anteriormente, vemos que el agua puede actuar como ácido

CN- + H2O → HCN + OH-

y como base

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Si esto es así, entonces no hay ninguna razón por la que el «agua-ácido» no pueda donar un protón al «agua-base»:

Esta reacción se conoce como la autoprotolisis del agua.

Los químicos todavía se refieren a menudo a esta reacción como la «disociación» del agua y utilizan la ecuación de estilo Arrhenius H2O → H+ + OH- como una especie de abreviatura.

Como se discutió en la lección anterior, este proceso ocurre sólo en una pequeña medida. Sin embargo, significa que tanto los iones de hidronio como los de hidróxido están presentes en cualquier solución acuosa.

El agua, que puede actuar como ácido o como base, se dice que es anfiprótica: puede «oscilar en ambos sentidos». Una sustancia como el agua que es anfiprótica se denomina anfolito.

Como se indica aquí, el ion hidróxido también puede ser un anfolito, pero no en solución acuosa en la que no puede existir el ion óxido.

Es por supuesto la naturaleza anfiprótica del agua la que le permite desempeñar su papel especial en la química ácido-base acuática ordinaria. Pero también pueden existir muchas otras sustancias anfipróticas en los solutos acuosos. Cualquier sustancia de este tipo siempre tendrá un ácido conjugado y una base conjugada, así que si puedes reconocer estos dos conjugados de una sustancia, sabrás que es anfiprótica.

Por ejemplo, el conjunto de tripletes {ácido carbónico, ion bicarbonato, ion carbonato} constituye una serie anfiprótica en la que el ion bicarbonato es el anfolito, diferenciándose de cualquiera de sus vecinos por la adición o eliminación de un protón:

Si el ion bicarbonato es a la vez un ácido y una base, debería ser capaz de intercambiar un protón consigo mismo en una reacción de autoprotolisis:

HCO3- + HCO3- → H2CO3 + CO32-