ÁCIDOS Y BASES SEGÚN BRONSTED Y LOWRY
En diferentes momentos históricos del desarrollo de la Química se han ido estableciendo sucesivas teorías que intentaban explicar la naturaleza de los ácidos y las bases. Desde la más limitada -Arrhenius (1884) - hasta la más amplia -Lewis (1923)- pasando por la de Bronsted y Lowry (1923), intentan explicar en qué consiste una de las reacciones más importantes de la Química.
A pesar de sus limitaciones, en el ámbito de la Química Orgánica la teoría de Bronsted-Lowry es ampliamente utilizada.
Ácido y Base según Bronsted-Lowry
Ejemplos de reacciones ácido-base
Estos procesos pueden interpretarse como el resultado del intercambio de un ion H+ entre los reactivos:
DEFINICIONES:
Ácido: especie capaz de donar un ión H+
Base: especie capaz de aceptar un ión H+
Base Conjugada: especie que resulta del ácido después de perder el ión H+
Ácido conjugado: especie que resulta de la base después de aceptar el ión H+
Un par ácido-base conjugado está formado por dos especies químicas que se diferencian por un ión H+
HCl/Cl-
H2O/OH-
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE SUS BASES CONJUGADAS
Una especie química será más fuerte como ácido cuando más estable sea la base conjugada que forme al perder el ión H+
El HF es un ácido fuerte porque la base conjugada que forma al perder el ión H+, es decir, el ion fluoruro, es una especie química bastante estable, no muestra tendencia a unirse a un ion H+ para volver a formar HF. O dicho de otra manera, el ion fluoruro es una base débil.
El CH4 es un ácido muy débil porque la base conjugada que forma al perder el ión H+, es decir, el anión metilo, es una especie química muy inestable, muestra una enorme tendencia a capturar un ion H+ para volver a formar metano. O dicho de otra manera, el anión metilo es una base fuerte.
Cuanto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada
MEDIDA DE LA FUERZA ÁCIDA
¿Se puede medir la tendencia que tiene una especie química a desprenderse de un protón? ¿Se puede establecer un ranking de las especies químicas que las ordene según su fuerza ácida?
La fuerza ácida de una sustancia se mide con la constante de acidez Ka (o con su logaritmo, pKa), es decir la constante del siguiente equilibrio:
pKa = - log Ka
Por ejemplo, en el caso del HI el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha. Es decir, el HI es un ácido muy fuerte y pierde iones H+ con mucha facilidad. El valor de Ka=1010 indica que, en el equilibrio, por cada molécula HI hay diez billones de iones ioduro.
En el caso del metanol y el metano la situación es la inversa. Ambos son ácidos débiles. El equilibrio está desplazado (o muy desplazado) hacia la especie molecular.
Dado el amplísimo rango de variabilidad que tienen Ka, en lugar de la constante de acidez se utiliza su logaritmo (cambiado de signo)
pKa= -logKa
Entre las sustancias ácidas habituales en QO encontramos:
Cuanto mayor sea Ka o menor pKa más ácida será la especie
La acidez en los compuestos orgánicos debería ser entendida como un continuo desde sustancias más ácidas hasta sustancias muy poco ácidas (alcanos). En esa zona intermedia encontramos alcoholes, aldehidos y cetonas, aminas, ..
OJO. No decimos que los alcanos sean sustancias básicas. Simplemente tienen muy poco carácter ácido, no tienen tendencia alguna a ceder un protón. Tampoco tienen tendencia a aceptarlo.
El pKa nos indica la fuerza de la base conjugada
El pKa no solo sirve para establecer las fuerzas relativas de los ácidos, también se puede utilizar en las bases. Para ello basta con comparar los pKa de sus ácidos conjugados.
Cuando más fuerte sea una base, más débil será su ácido conjugado (mayor será su pKa)
La metilamina es una base más fuerte que el amoniaco porque su ácido conjugado es más débil que el produce el amoniaco.
¿EN QUÉ SENTIDO ESTÁ FAVORECIDO EL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE?
En ambos miembros del equilibrio ácido-base hay un ácido y una base. ¿Por qué la reacción ocurre en más extensión en un sentido que en otro?
Ejemplo
La experiencia demuestra que en este caso el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha. El ácido iodhídrico está muy disociado en disolución acuosa.
En el miembro de la izquierda la especie que actúa como ácido es HI (pKa=-10) y la que ejerce como base H2O. En el de la derecha el ácido es el ion hidronio (pKa=-1,7) y la base el ion ioduro.
El equilibrio ácido-base ha favorecido la formación del ácido más débil (en este caso el ion hidronio) a partir del ácido más fuerte (ácido iodhídrico). Esto no es un caso aislado, sino un principio general.
La reacción ácido-base estará favorecida en el sentido que forma el ácido más débil y la base más débil. Esto es consecuencia de que el equilibrio favorece la formación de los productos más estables.
Ejemplos:
En estos casos, la diferencia de pKa entre ambos ácidos es 10 o mayor. Eso indica que la reacción puede considerarse irreversible. El ion acetato no es capaz de desprotonar ni a un alquino ni al agua.
En este último, sin embargo, podemos hablar de un verdadero equilibrio. Como la diferencia de pKa entre el etanol (15,9) y el metanol (15,5) es de tan solo 0,4 unidades de pKa, en los productos encontraremos una concentración de etanol solo 2,5 veces mayor que la de metanol.
Ejemplos en fase no acuosa
El conocimiento de la fuerza ácida (pKa) de las especies que intervienen nos permite calcular la constante de equilibrio de cualquier reacción ácido-base o, en términos cualitativos, predecir el sentido en que estará desplazado el equilibrio.
Teniendo en cuenta los datos aportados en la siguiente figura se puede afirmar que el acetileno es desprotonado por el ion amiduro pero no por el ion hidroxilo
El primer equilibrio está desplazado hacia la derecha (el amoniaco es un ácido más débil que el acetileno), pero el segundo lo está hacia la izquierda (el acetileno es un ácido más débil que el agua)
UTILIDAD DE LAS REACCIONES ÁCIDO-BASE EN LA SÍNTESIS ORGÁNICA
El empleo de una sustancia básica puede provocar la desprotonación de una especie química que interviene en una reacción. La pérdida de un ion H+ da lugar al aumento de la densidad electrónica (carga negativa) y puede desencadenar el ataque de otro reactivo atraído por ese efecto.
De manera similar, el empleo de una ácido puede provocar la protonación de una especie química y, en consecuencia, la formación de un punto con déficit de densidad electrónica en la molécula
