miniaturadeimagen|411x411px|Formación de neblina de cloruro amónico por reacción entre el ácido clorhídrico y el amoniaco Una reacción ácido-base, también denominada como reacción de neutralización, es una reacción química que ocurre entre un ácido, por ejemplo el ácido clorhídrico y una base, el hidróxido de sodio. Como resultado de esta reacción, se produce una tercera sustancia química que recibe el nombre de sal y cuyas propiedades son diferentes a las propiedades del ácido y de la base que la generaron,
En 1923, Brönsted y Lowry definen los ácidos como las especies que tienen tendencia a donar protones y las bases como las especies capaces de aceptarlos. La neutralización según esta teoría es la transferencia de un protón de un ácido a una base en cualquier disolvente. alt=Reacción ácido-base|miniaturadeimagen|Reacción ácido-base
La palabra «sal» describe cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base (Na+ del NaOH) y cuyo anión provenga de un ácido (Cl- del HCl). Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente. Khan Academy (2024) señala que en una neutralización, los iones hidrógeno del ácido reaccionan con los iones hidróxido de la base para formar agua, lo que disminuye la acidez o basicidad de la solución.
Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. La palabra neutralización se puede interpretar como aniquilación o como eliminación, lo cual no está muy lejano a la realidad. Cuando un ácido se mezcla con una base ambas especies reaccionan en diferentes grados que dependen en gran medida de las concentraciones y volúmenes del ácido y la base a modo ilustrativo se puede considerar la reacción de un ácido fuerte que se mezcla con una base débil, esta última será neutralizada completamente, mientras que permanecerá en disolución una porción del ácido fuerte, dependiendo de las moles que reaccionaron con la base. Pueden considerarse tres alternativas adicionales que surgen de la mezcla de un ácido con una base: Se mezcla un ácido fuerte con una base fuerte: Cuando esto sucede, la especie que quedará en disolución será la que esté en mayor cantidad respecto de la otra. Se mezcla un ácido débil con una base fuerte: La disolución será básica, ya que será la base la que permanezca en la reacción. Se mezcla un ácido débil con una base débil: Si esto sucede, la acidez de una disolución dependerá de la constante de acidez del ácido débil y de las concentraciones tanto de la base como del ácido.
A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el padre de la química, el francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - La tabla de descubrimientos atribuye a Antoine Lavoisier ser el primero en publicar una teoría científica en relación con los oxoácidos.
Teorías ácido base
Definición de Lavoisier Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxácidos, que tienden a contener átomos centrales en un alto estado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, HI y otros), definió los ácidos en términos del “oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar").
La definición de Lavoisier se celebró como una verdad absoluta durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y los hidrácidos.
Definición de Liebig Esta definición fue propuesta por Liebig, aproximadamente en 1838,Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - la tabla de descubrimientos atribuye a Justus von Liebig como fecha de publicación 1838 sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal.Meyers, R. (2003) p156 La definición de Liebig, incluso siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.H. L. Finston and A. C. Rychtman, A New View of Current Acid-Base Theories, John Wiley & Sons, New York, 1982, pp. 140-146.
Definición de Arrhenius
La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado, desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en disolución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p165thumb|Svante Arrhenius.Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en disolución acuosa formando cationes hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+), y las bases de Arrhenius, que forman aniones hidroxilo (OH−). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC han sugerido el término de "oxonio",Murray, K. K., Boyd, R. K., et al. (2006) -- Téngase en cuenta que, en este documento, no hay ninguna referencia a la desaprobación del término "hidronio", que también permanece aceptado, manteniéndose en el IUPAC Gold Book. Sin embargo se pone de manifiesto la preferencia a utilizar el término "oxonio" en lugar del más antiguo y también aceptado de "hidronio"International Union of Pure and Applied Chemistry, et al. (2006), "Oxonium Ions" para ilustrar los mecanismos de reacción ‒como los de las definiciones de Brønsted-Lowry y sistemas solventes‒ más claramente que con la definición de Arrhenius, que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base. La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius, en disolución acuosa, forman cationes hidrógeno, mientras que las bases de Arrhenius forman aniones hidroxilo".
La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidroxilo, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidroxilo procedentes de la disociación de un ácido y una base en disolución acuosa:
H+(aq) + OH^{-}(aq) <=> H2O
En la actualidad, el uso de H+ se considera como una abreviatura o como alternativa a H3O+ y por comodidad al escribir las reacciones, ya que el protón aislado H+ no puede existir como especie libre en disolución acuosa, ya que debido a la concentración de carga en el núcleo, se encontraría solvatado con el disolvente.
H+ + H2O <=> H3O+
Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base. En otras palabras, es una reacción de neutralización.
\acute{A}cido \ + Base <=> Sal\ + agua
Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.
2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O
Definición de Bronsted-Lowry
La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" cationes hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169 -- De acuerdo con los autores, la definición original era que los "ácidos tienen tendencia a perder un protón" A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base. miniaturadeimagen|222x222px|Johannes Brønsted miniaturadeimagen|211x211px|Thomas Martin Lowry En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un catión hidrógeno del ácido y su adición a la base.Clayden, J., Warren, S., et al. (2000), p182-184 Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un catión hidrógeno (H+).
La eliminación de un protón (catión hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un catión hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un catión hidrógeno añadido.
Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido::
HCl -> Cl- + H+
La adición de H+ al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:
H+ + OH- -> H2O
Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 -> NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético, para dar acetato amónico:
CH3COOH + NH3 -> NH4CH3COO
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido (autoprotólisis del agua):
2H2O <=> OH- + H3O+
El agua, al ser anfótera, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un catión H+ y formando la base conjugada, OH−, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el catión H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.
Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo con la definición de Brønsted-Lowry, es:
HA + B <=> HB+ + A-
donde HA representa el ácido, B representa la base, y HB+ representa el ácido conjugado de B, y A− representa la base conjugada de HA.
Definición de Lewis