Teorias Acidos Y Bases

3 Fundamentos de reactividad inorgánica
PARTE I: Reacciones ácido-base
3.1 Acidez de Brönsted
3.2 Periodicidad de ácidos y bases
3.3 El efecto nivelador del disolvente
3.4 Ácidos y bases de Lewis
3.5 Ácidos de Lewis del bloque p
3.6 Reactividad ácido-base de Lewis: tipos de reacciones, ácidos y bases duros y blandos

3.1

Acidez de Brönsted

Definiciones. Brønsted y Lowry propusieronen 1923 que la característica esencial de una reacción
ácido-base es la transferencia de un protón (H+, más correctamente ion hidrógeno). De forma
genérica:
HA + B

A– + BH+

donde HA y BH+ son las sustancias que actúan como dadoras de protones (ácidos de Brønsted) y B y
A– las sustancias que actúan como aceptoras (bases de Brønsted). Los ácidos y bases relacionados
entre sí (HA y A– o By BH+) se dice que son conjugados. Muchas sustancias son anfipróticas, es decir,
pueden actuar como ácidos frente a una base o como bases frente a un ácido. Ejemplos: H2O, HCO3–,
HS–, HSO4–
La definición de Brønsted no hace mención explícita del disolvente y puede ser aplicada a disolventes
no acuosos como el amoníaco, e incluso a reacciones en fase gaseosa. Sin embargo, el comportamientoácido-base de una sustancia determinada puede variar en gran medida con el disolvente (pasando de
comportarse como un ácido a comportarse como una base, por ejemplo). Para comprender mejor el
papel del disolvente en las reacciones ácido-base, repasaremos algunos conceptos relacionados con el
comportamiento de ácidos y bases en agua.
Reacciones ácido-base en disolución acuosa. El agua es unasustancia anfiprótica, tal como puede
observarse en su reacción de autoionización:
transferencia de H+

H2O(l)

+

H2O(l)

H3O+(ac)

+

OH–(ac)

El anfiprotismo del agua explica también su capacidad para ionizar tanto a ácidos como a bases:
transferencia de H+

HF(ac)
ácido

H2O(l)

F–(ac)

base

+

base

+

H3O+(ac)
ácido

transferencia de H+

NH3(ac)
base

+H2O(l)

NH4+(ac)

ácido

ácido

+

OH–(ac)
base

Tanto el agua, como el fluoruro de hidrógemo o el amoniaco, pueden comportarse potencialmente
como dadores o aceptores de H+. El sentido espontáneo del proceso es aquel en el que la especie más
ácida transfiere el protón a la especie menos ácida (HF a H2O, H2O a NH3, el orden de acidez de estas
especies se discute en el apartado3.2). El sentido espontáneo de cualquier proceso ácido-base es el de
neutralización en el que los ácidos y bases más fuertes generan ácidos y bases más débiles.

36 | Química Inorgánica I. Curso 2011/2012

Ernesto de Jesús Alcañiz

El ion oxonio. El ion oxonio H3O+ ha sido encontrado como catión en la estructura cristalina en estado
sólido de sustancias como [H3O][ClO4]. Esta fórmula es,sin embargo, una descripción muy
simplificada de la situación del H+ en agua, donde se cree que el catión se asocia fuertemente mediante
enlaces de hidrógeno con más de una molécula de agua, dando lugar a especies complejas de fórmula
[H(H2O)n]+, como la mostrada a continuación:
O

H
H2O

H

OH2

H
OH2

Ácidos fuertes y débiles. La constante de ionización de un ácido o de una baseen agua es una medida
de su fortaleza ácida o básica en dicho disolvente. Así, para un ácido HA
A – + H3 O +

HA(ac) + H2O(l)

Ka = [H3O+][A–]/[HA]

La concentración relativa de ácido HA y de su base conjugada A– en el equilibrio es dependiente del
pH de la disolución.
• Un ácido se califica como fuerte cuando puede suponerse completamente disociado en cualquier
condición. Se puedeasumir que esto es así para los ácidos en los que el valor de Ka es mucho mayor de
1, es decir, pKa < 0.
• Un ácido se califica como débil cuando su grado de disociación es variable con la concentración o el
pH, etc. Esto es lo que ocurre con los ácidos cuyo valor de Ka es menor de 1, es decir, pKa > 0. Estos
ácidos pasan de estar completamente disociados en medios suficientemente básicos a...