Reacción de neutralización

Una reacción de neutralización es aquella que ocurre entre una especie ácida y una básica de manera cuantitativa. De forma general, en este tipo de reacciones en medio acuoso se produce agua y una sal (especie iónica compuesta por un catión diferente al H⁺ y un anión diferente al OH^– u O^2-) según la siguiente ecuación: ácido + base → sal + agua.

En una reacción de neutralización tienen incidencia los electrolitos, que son aquellas sustancias que al ser disueltas en agua, generan una solución que permite la conductividad eléctrica. Se consideran electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

De esta manera, los electrolitos fuertes son aquellas especies que se disocian completamente en sus iones constituyentes cuando se encuentran en solución, mientras los electrolitos débiles solo se ionizan de manera parcial (poseen menor capacidad de conducir una corriente eléctrica; es decir, no son buenos conductores como los electrolitos fuertes).

Características

En primer lugar, se debe enfatizar que si una reacción de neutralización se inicia con cantidades iguales del ácido y de la base (en moles), cuando finaliza dicha reacción se obtiene solamente una sal; es decir, no hay cantidades residuales de ácido o base.

Además, una propiedad muy importante de las reacciones ácido-base es el pH, el cual indica qué tan ácida o básica es una solución. Este se determina por la cantidad de iones H⁺ que se encuentran en las soluciones medidas.

Por otro lado, existen varios conceptos de acidez y basicidad dependiendo de los parámetros que se tomen en consideración. Un concepto que destaca es el de Brønsted y Lowry, que considera un ácido como una especie capaz de donar protones (H⁺) y una base como la especie capaz de aceptarlos.

Titulaciones ácido-base

Para estudiar apropiadamente y de manera cuantitativa una reacción de neutralización entre un ácido y una base se aplica una técnica llamada titulación (o valoración) ácido-base.

Las titulaciones ácido-base consisten en determinar la concentración de ácido o base necesaria para neutralizar una cantidad determinada de base o ácido de concentración conocida.

En la práctica, se debe añadir gradualmente una solución patrón (cuya concentración se conoce con exactitud) a la solución cuya concentración se desconoce hasta que se alcance el punto de equivalencia, donde una de las especies ha neutralizado de manera completa a la otra.

El punto de equivalencia se detecta mediante el cambio violento de color del indicador que se ha añadido a la solución de concentración desconocida cuando se ha completado la reacción química entre ambas soluciones.

Por ejemplo, en el caso de la neutralización del ácido fosfórico (H₃PO₄) habrá un punto de equivalencia por cada protón que se desprenda del ácido; es decir, se tendrán tres puntos de equivalencia y se observarán tres cambios de coloración.

Productos de una reacción de neutralización

En las reacciones de un ácido fuerte con una base fuerte se lleva a cabo la neutralización completa de las especies, como en la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de bario:

2HCl(ac) + Ba(OH)₂(ac) → BaCl₂(ac) + 2H₂O(l)

Así que no se generan iones H⁺ u OH^– en exceso, lo cual significa que el pH de las soluciones de electrolitos fuertes que se han neutralizado está intrínsecamente relacionado con el carácter ácido de sus reactantes.

Por el contrario, en el caso de la neutralización entre un electrolito débil y uno fuerte (ácido fuerte + base débil o ácido débil + base fuerte) se obtiene la disociación parcial del electrolito débil y aparece la constante de disociación del ácido (K_a) o de la base (K_b) débil, para determinar el carácter ácido o básico de la reacción neta mediante el cálculo del pH.

Por ejemplo, se tiene la reacción entre el ácido cianhídrico y el hidróxido de sodio:

HCN(ac) + NaOH(ac) → NaCN(ac) + H₂O(l)

En esta reacción el electrolito débil no se ioniza notablemente en la solución, por lo que se representa la ecuación iónica neta de la siguiente manera:

HCN(ac) + OH^–(ac) → CN^–(ac) + H₂O(l)

Esta se obtiene luego de escribir la reacción con los electrolitos fuertes en su forma disociada (Na⁺(ac) + OH^–(ac) en el lado de los reactantes, y Na⁺(ac) + CN^–(ac) en el lado de los productos), donde solo el ion sodio es un espectador.

Finalmente, en el caso de la reacción entre un ácido débil y una base débil no se produce dicha neutralización. Esto se debe a que ambos electrolitos se disocian de manera parcial, sin dar como resultado el agua y la sal esperados.

Ejemplos

Ácido fuerte + base fuerte

Se tiene como ejemplo la reacción dada entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de potasio en medio acuoso, según la siguiente ecuación:

H₂SO₄(ac) + 2KOH(ac) → K₂SO₄(ac) + 2H₂O(l)

Puede observarse que tanto el ácido como el hidróxido son electrolitos fuertes; por lo tanto, se ionizan completamente en la solución. El pH de esta solución dependerá del electrolito fuerte que esté en mayor proporción.

Ácido fuerte + base débil

La neutralización del ácido nítrico con el amoníaco da como resultado el compuesto nitrato de amonio, como se muestra a continuación:

HNO₃(ac) + NH₃(ac) → NH₄NO₃(ac)

En este caso no se observa el agua producida junto a la sal, debido a que se tendría que representar como:

HNO₃(ac) + NH₄⁺(ac) + OH^–(ac) → NH₄NO₃(ac) + H₂O(l)

De modo que sí puede observarse el agua como producto de la reacción. En este caso, la solución tendrá un pH esencialmente ácido.

Ácido débil + base fuerte

Seguidamente se muestra la reacción que se da entre el ácido acético y el hidróxido de sodio:

CH₃COOH(ac) + NaOH(ac) → CH₃COONa(ac) + H₂O(l)

Como el ácido acético es un electrolito débil se disocia parcialmente, dando como resultado acetato de sodio y agua, cuya solución tendrá un pH básico.

Ácido débil + base débil

Por último y como se dijo anteriormente, una base débil no puede neutralizar un ácido débil; tampoco sucede al contrario. Ambas especies se hidrolizan en solución acuosa y el pH de la solución dependerá de la “fuerza” del ácido y de la base.

Referencias

1. Wikipedia. (s.f.). Neutralization (Chemistry). Recuperado de en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Ninth edition (McGraw-Hill).
3. Raymond, K. W. (2009). General Organic and Biological Chemistry. Recuperado de books.google.co.ve