Tema 55

Las reacciones ácido-base constituyen uno de los grandes tipos de transformación química, junto con las de precipitación y las de oxidación-reducción. Están presentes en la industria (fabricación de fertilizantes, refino, tratamiento de aguas), en los procesos biológicos (la sangre, la digestión, la actividad enzimática dependen de un control estricto de la acidez) y en fenómenos ambientales de primer orden como la lluvia ácida. Comprenderlas exige integrar conceptos de equilibrio químico, termodinámica y estructura molecular, por lo que este tema ocupa un lugar central en el bloque de química de la disolución.

El estudio de la acidez ha evolucionado desde una caracterización meramente organoléptica (sabor agrio de los ácidos, tacto jabonoso de las bases) hasta un tratamiento cuantitativo basado en el equilibrio de disociación del agua. En este tema se revisan las teorías que definen ácidos y bases, la escala de pH y su medida, el uso de indicadores, la técnica de valoración, los fenómenos de hidrólisis y amortiguación, y por último una aplicación ambiental de gran calado: la lluvia ácida.

1. Ácidos y bases: concepto y perspectiva histórica

Los términos ácido (del latín acidus, agrio) y base (o álcali) designan dos familias de sustancias con propiedades opuestas y complementarias. Empíricamente, los ácidos enrojecen el tornasol, reaccionan con metales activos liberando hidrógeno y neutralizan a las bases; las bases azulean el tornasol, tienen tacto jabonoso y neutralizan a los ácidos. La reacción entre ambos —la neutralización— produce una sal y, en disolución acuosa, agua.

Las primeras sistematizaciones (Boyle, Lavoisier, Davy, Liebig) buscaron un elemento responsable de la acidez. Lavoisier lo atribuyó al oxígeno (de ahí su nombre, “generador de ácidos”), hipótesis refutada por Davy al mostrar que el ácido clorhídrico no contiene oxígeno. Liebig identificó ya el hidrógeno “sustituible por metales” como rasgo común de los ácidos, anticipando el papel central del protón que consolidarían las teorías modernas del siglo XX.

2. Teorías ácido-base

2.1. Teoría de Arrhenius (1887)

En el marco de su teoría de la disociación electrolítica, Svante Arrhenius definió el ácido como toda sustancia que en disolución acuosa libera iones hidrógeno $\mathrm{H^+}$, y la base como la que libera iones hidroxilo $\mathrm{OH^-}$:

La neutralización se reduce entonces a la formación de agua a partir de sus iones:

La teoría explica bien las disoluciones acuosas, pero presenta limitaciones importantes: se restringe al disolvente agua, no da cuenta del carácter básico de sustancias sin grupo $\mathrm{OH^-}$ (como el amoníaco) y considera el protón como un ion libre, cuando en realidad está siempre solvatado.

2.2. Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

De forma independiente, Johannes Brønsted y Thomas Lowry propusieron una definición más general y hoy predominante: un ácido es una especie capaz de ceder un protón ($\mathrm{H^+}$) y una base, una especie capaz de aceptarlo. El protón nunca queda libre: pasa de un ácido a una base. Así, cada reacción ácido-base implica dos pares conjugados:

Aquí $\mathrm{HA}$ y su base conjugada $\mathrm{A^-}$ forman un par, y el agua con el ion hidronio $\mathrm{H_3O^+}$ forman otro. El concepto de par conjugado ($K_a \cdot K_b = K_w$, como se verá) es la principal aportación de la teoría. Sustancias como el agua, que pueden actuar como ácido o como base según el medio, se denominan anfóteras o anfipróticas.

La fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder el protón, cuantificada por la constante de acidez $K_a$:

Un ácido fuerte (HCl, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$) se disocia casi por completo ($K_a$ muy grande); un ácido débil (acético, carbónico) lo hace solo parcialmente. Análogamente, para una base:

2.3. Teoría de Lewis (1923)

Gilbert N. Lewis amplió el concepto más allá del protón: un ácido es un aceptor de un par de electrones y una base, un dador de un par de electrones. La reacción ácido-base forma un enlace covalente coordinado:

El $\mathrm{BF_3}$, con un octeto incompleto, es un ácido de Lewis aunque no posea protones; el $\mathrm{NH_3}$, con su par solitario, actúa de base. Esta teoría es la más general —engloba a las anteriores— y resulta fundamental en química de la coordinación y en química orgánica (reactivos electrófilos y nucleófilos).

3. Medidas del pH

3.1. Autoionización del agua y producto iónico

El agua se autoioniza en escasa medida, comportándose a la vez como ácido y como base:

La constante de este equilibrio es el producto iónico del agua, $K_w$, que a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ vale:

En agua pura, $[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \times 10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$ (medio neutro). Como $K_w$ crece con la temperatura (el proceso es endotérmico), la neutralidad exacta se desplaza; los valores $10^{-7}$ y pH neutro $=7$ son específicos de $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

3.2. La escala de pH

Dado que las concentraciones de $\mathrm{H_3O^+}$ abarcan muchos órdenes de magnitud, Sørensen introdujo en 1909 una escala logarítmica, el pH:

Tomando logaritmos en la expresión de $K_w$ se obtiene la relación fundamental (a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$):

La escala usual va de 0 a 14: disoluciones ácidas tienen $\mathrm{pH} < 7$, neutras $\mathrm{pH} = 7$ y básicas $\mathrm{pH} > 7$. Cada unidad de pH supone un factor 10 en la concentración de protones.

Para un ácido débil de concentración inicial $c$ y constante $K_a$, si la disociación es pequeña, una buena aproximación es:

3.3. Medida del pH

Existen dos vías experimentales principales:

• Métodos colorimétricos. Emplean indicadores (papeles o disoluciones) cuyo color depende del pH; el papel indicador universal da una estimación rápida comparando con una escala de colores. Precisión limitada ($\pm 0{,}5$ unidades).
• Métodos potenciométricos. El pH-metro mide la diferencia de potencial entre un electrodo indicador (de vidrio, sensible a $\mathrm{H_3O^+}$) y un electrodo de referencia. La lectura sigue una relación de tipo Nernst y requiere calibración previa con disoluciones tampón patrón. Ofrece precisión de $\pm 0{,}01$ unidades y es el método estándar en el laboratorio.

4. Indicadores

Un indicador ácido-base es un ácido (o base) orgánico débil cuya forma protonada $\mathrm{HIn}$ y su base conjugada $\mathrm{In^-}$ presentan colores diferentes. Su equilibrio depende del pH:

Reordenando, la relación entre ambas formas —y por tanto el color observado— queda fijada por el pH:

El ojo percibe el cambio de color en el intervalo en que ambas formas coexisten en proporción apreciable, aproximadamente:

Cada indicador tiene, pues, un intervalo de viraje característico. Ejemplos habituales:

• Naranja de metilo: vira de rojo a amarillo entre pH $3{,}1$ y $4{,}4$.
• Tornasol: rojo (ácido) / azul (básico), viraje en torno a pH $5{-}8$.
• Fenolftaleína: incolora a rosa-fucsia entre pH $8{,}2$ y $10{,}0$.

La elección del indicador para una valoración es crítica: su intervalo de viraje debe coincidir con el salto de pH del punto de equivalencia de esa valoración concreta.

5. Procedimientos para la realización experimental de una curva de valoración ácido-base

Una valoración (o volumetría) ácido-base determina la concentración desconocida de una disolución midiendo el volumen de otra de concentración conocida (patrón) necesario para alcanzar la neutralización estequiométrica.

5.1. Fundamento

En el punto de equivalencia se han añadido cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base. Para una reacción monoprótica $1{:}1$:

y, en general, con estequiometría cualquiera, $n_{\text{ácido}}$ de protones igual a $n_{\mathrm{base}}$ de $\mathrm{OH^-}$. El punto final es el instante en que el indicador vira; se busca que coincida lo más posible con el de equivalencia.

5.2. Material y procedimiento

Se dispone de bureta (para el valorante, con lectura precisa de volumen), matraz Erlenmeyer (con la muestra y unas gotas de indicador), pipeta aforada y soporte. El procedimiento consiste en añadir valorante gota a gota, agitando, hasta el viraje persistente del indicador; se anota el volumen gastado y se repite para promediar. Alternativamente, un pH-metro permite registrar la curva completa (valoración potenciométrica), más objetiva.

5.3. La curva de valoración

Representa el pH frente al volumen de valorante añadido. Su forma depende de la fuerza de ácido y base:

• Ácido fuerte–base fuerte: salto de pH muy brusco; punto de equivalencia a $\mathrm{pH} = 7$ (la sal no se hidroliza). Sirve la fenolftaleína o el naranja de metilo.
• Ácido débil–base fuerte: el punto de equivalencia está en $\mathrm{pH} > 7$ (la base conjugada se hidroliza); se emplea fenolftaleína. Antes de la equivalencia aparece una región tampón en torno a $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ (en el punto de semiequivalencia, $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$).
• Ácido fuerte–base débil: punto de equivalencia en $\mathrm{pH} < 7$; conviene el naranja de metilo.

En ácidos polipróticos (por ejemplo $\mathrm{H_3PO_4}$) la curva presenta varios saltos, uno por cada protón cedido.

6. Hidrólisis

La hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua, que puede alterar el pH respecto a la neutralidad. Su origen está en la teoría de Brønsted-Lowry: los iones procedentes de ácidos o bases débiles son bases o ácidos conjugados apreciables. Se distinguen cuatro casos:

• Sal de ácido fuerte y base fuerte (p. ej. $\mathrm{NaCl}$): ni $\mathrm{Na^+}$ ni $\mathrm{Cl^-}$ reaccionan con el agua. Disolución neutra.
• Sal de ácido débil y base fuerte (p. ej. $\mathrm{CH_3COONa}$): el anión se hidroliza dando carácter básico:

• Sal de ácido fuerte y base débil (p. ej. $\mathrm{NH_4Cl}$): el catión se hidroliza dando carácter ácido:

• Sal de ácido débil y base débil: el pH depende de los valores relativos de $K_a$ y $K_b$.

La constante de hidrólisis se relaciona con las de acidez o basicidad y con $K_w$. Para el anión de un ácido débil:

expresión que deriva de la relación entre pares conjugados, $K_a \cdot K_b = K_w$, y por tanto $\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = 14$.

7. Soluciones amortiguadoras

Una disolución amortiguadora, reguladora o tampón (buffer) es aquella que mantiene el pH casi constante frente a la adición de pequeñas cantidades de ácido o base, o a la dilución. Se compone de un par conjugado en concentraciones comparables: un ácido débil y su base conjugada ($\mathrm{CH_3COOH} / \mathrm{CH_3COO^-}$) o una base débil y su ácido conjugado ($\mathrm{NH_3} / \mathrm{NH_4^+}$).

Su pH se calcula con la ecuación de Henderson-Hasselbalch, obtenida al tomar logaritmos en la expresión de $K_a$:

El mecanismo amortiguador se basa en que ambos miembros del par pueden “consumir” al ácido o a la base añadidos:

La capacidad amortiguadora es máxima cuando $[\mathrm{A^-}] = [\mathrm{HA}]$, es decir, cuando $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$; por ello se elige un par cuyo $\mathrm{p}K_a$ esté próximo al pH que se desea mantener. Los tampones son esenciales en los seres vivos: el sistema bicarbonato $\mathrm{H_2CO_3}/\mathrm{HCO_3^-}$ mantiene el pH de la sangre en torno a $7{,}4$, y su alteración provoca acidosis o alcalosis.

8. Lluvia ácida y contaminación

El agua de lluvia no contaminada es ligeramente ácida ($\mathrm{pH} \approx 5{,}6$) por el $\mathrm{CO_2}$ atmosférico disuelto, que forma ácido carbónico:

Se habla de lluvia ácida cuando el pH desciende por debajo de $5{,}6$ (llegando a valores de $4$ o menores) debido a los óxidos de azufre ($\mathrm{SO_x}$) y de nitrógeno ($\mathrm{NO_x}$) emitidos en la combustión de combustibles fósiles. El dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno se oxidan en la atmósfera y forman ácido sulfúrico y ácido nítrico:

Las consecuencias son de gran alcance: acidificación de lagos y ríos (con daño a peces y anfibios), deterioro de suelos y bosques (lixiviación de nutrientes y liberación de $\mathrm{Al^{3+}}$ tóxico), y corrosión de edificios y monumentos de piedra caliza, atacada por el ácido:

Las medidas correctoras incluyen desulfuración de gases de combustión, catalizadores en los vehículos, uso de combustibles con menor contenido en azufre y promoción de energías renovables. La normativa europea y los acuerdos internacionales han reducido notablemente las emisiones de $\mathrm{SO_2}$ desde los años ochenta, ilustrando cómo el conocimiento químico fundamenta la política ambiental.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), las reacciones ácido-base se introducen cualitativamente en la ESO —dentro del saber “la reacción química” y en contextos cotidianos como la neutralización o los productos de limpieza— y se formalizan en 2.º de Bachillerato, en la materia de Química, con el tratamiento cuantitativo del equilibrio iónico, el pH y las valoraciones. Es un contenido idóneo para desarrollar la competencia STEM y la competencia en investigación, mediante situaciones de aprendizaje que integran laboratorio (valoraciones, medida de pH de productos domésticos) y contextos socioambientales (lluvia ácida, pH del suelo, acuicultura).

Conviene anticipar ideas previas y errores frecuentes: identificar “corrosivo” con “ácido” (también las bases fuertes lo son); creer que un ácido concentrado es siempre más “fuerte” que uno diluido, confundiendo concentración con fuerza (grado de disociación); pensar que el punto de equivalencia siempre está a $\mathrm{pH} = 7$ (solo en ácido fuerte–base fuerte); o interpretar la escala de pH como lineal en lugar de logarítmica. El trabajo experimental con indicadores naturales (col lombarda), pH-metros y valoraciones, junto con el uso de simulaciones, resulta especialmente eficaz para consolidar estas ideas y vincular teoría, medida y aplicación.

Conclusión

El concepto de ácido y base ha ganado en generalidad desde Arrhenius —limitado al agua— hasta Brønsted-Lowry —centrado en la transferencia de protones y los pares conjugados— y Lewis —basado en los pares de electrones. Sobre el equilibrio de autoionización del agua se construye la escala de pH, que se mide con indicadores o potenciométricamente y que gobierna fenómenos como la hidrólisis de las sales, la acción de las disoluciones amortiguadoras y las volumetrías ácido-base. Este armazón conceptual, además de su enorme importancia teórica en el equilibrio químico, conecta con aplicaciones biológicas y ambientales de primer orden —del tampón sanguíneo a la lluvia ácida— que hacen del tema un puente idóneo entre la química fundamental y sus repercusiones en la vida y el medio.